12.2 VSEPR-theorie

• Scheikunde
• Middelbare school
• vwo
• Leerjaar 5

12.2 VSEPR-theorie

Herhaling soorten bindingen (4e klas)
(Polaire atoombinding)

 (vanderwaalsbinding en waterstofbrug)

Ruimtelijke bouw van moleculen

Vraagje vooraf

Waarom lost CO₂ slecht op in water (9,5 mg/L),

maar SO₂ goed (112 g/L)
en NH₃ zeer goed (~250g/L)?

Polaire atoombinding

• Bij waterstofchloride (HCl) hebben H en Cl allebei nog 1 elektron nodig voor de edelgasconfiguratie.
• Chloor trekt harder aan het gemeenschappelijk elektronenpaar dan waterstof. 

Polaire atoombinding

• Gevolg: het elektronenpaar zit wat dichter bij het chlooratoom, dan bij het waterstofatoom.
• Hierdoor krijgt het chlooratoom een beetje negatieve lading, weergegeven met  δ-. 
• Het waterstofatoom krijgt een beetje positieve lading, weergegeven met δ+.

Polaire atoombinding

• Zo'n gedeeltelijke lading, δ+, wordt ook wel partiële lading genoemd. 
• De atoombinding noem je dan een polaire atoombinding.

Waarom bestaat een polaire atoombinding?

• Elektronegativiteit (EN) is een maat voor de kracht waarmee een atoom de elektronen van een atoombinding aantrekt.
• Binas tabel 40A
• Atoom met hoogste EN trekt het sterkste aan de elektronen en wordt δ-.
• Het verschil in EN bepaalt de soort binding.

Elektronegativiteit

• Het verschil in EN (ΔEN) bepaalt de soort binding.
• EN(Cl): 3.2 en EN(H): 2.1.
• ΔEN = 1.1, dus polaire atoombinding

ΔEN	Soort binding
≤ 0,4	Apolair
0,4-1,7	Polair
> 1,7	Ion

Vanderwaals binding (VdW)

• Aantrekkingskracht tussen moleculen onderling
• Sterkte van de VwD binding neemt toe bij een
  hogere molecuulmassa
  en
  groter molecuuloppervlak

Vanderwaalsbinding 

Voorbeeld: hexaan en 2,3-dimethylbutaan

Zelfde massa, maar hexaan heeft een groter oppervlak, dus sterkere vanderwaalsbinding

>

Dipoolmoleculen

• Moleculen met een polaire atoombinding kunnen een dipoolmolecuul zijn.
• CO₂ is geen dipoolmolecuul, maar heeft wel polaire atoombindingen. 
• SO₂ is wel een dipoolmolecuul en heeft ook polaire atoombindingen. Hoe zit dat?

Dipool-dipoolbinding

Binding tussen polaire moleculen ("dipolen")

Binding tussen         en            van verschillende moleculen

Voorbeeld: SO2

        

δ​−​​

δ​−​​

δ​−​​

δ​−​​

2δ​+​​

2δ​+​​

δ​+​​

δ​−​​

Waterstofbruggen (H-brug)

• Bestaat bij -OH en -NH groepen
• Aantrekking tussen δ+ van de H en δ- van de O of N
• Stoffen die H-bruggen kunnen vormen zijn vaak goed oplosbaar in water

In welke afbeelding
is de waterstofbrug
correct getekend?

1. A
2. B
3. C
4. D

VSEPR-theorie

• Theorie gebruikt om de ruimtelijke bouw van een molecuul te voorspellen
• Valence-Shell Electron-Pair Repulsion
• Ruimtelijke bouw wordt gebaseerd op het omringingsgetal
• Omringingsgetal is de som van het aantal atomen rondom het centrale atoom + het aantal vrije elektronenparen rondom dat atoom

Omringingsgetal en ruimtelijke bouw

• Ruimtelijke bouw is zo dat alles zo ver mogelijk van elkaar af zit. Atomen willen niet vlak bij elkaar zitten en vrije elektronenparen ook niet bij atomen.

Ammoniak (NH3)

• Lewisstructuur: 1 vrij elektronenpaar
• Omringingsgetal: 4
• 3 atomen en 1 VEP
• Ruimtelijke bouw is een tetraëder.   

Wat is het omringingsgetal van methaan (CH4)?

1. 1
2. 2
3. 3
4. 4

Wat is het omringingsgetal van formaldehyde (H2C=O)?

1. 1
2. 2
3. 3
4. 4

Vraag van de dag!

Waarom lost SO₂ wel goed op in water en CO₂ niet, en NH₃ juist zeer goed?

Geef antwoord door je voorkennis te gebruiken en de nieuwe kennis van 12.2

Vraag van de dag: waarom lost SO₂ wel goed op in water en CO₂ niet, en NH3 juist zeer goed?

• De ruimtelijke bouw van de moleculen verschilt:
• SO₂ heeft een omringingsgetal van 3 
• CO₂ heeft een omringingsgetal van 2
• Daardoor is SO₂ wel een dipoolmolecuul en CO₂ niet.
• Daardoor kan SO₂ dipool-dipoolbindingen aangaan met water en CO₂ niet.
• NH3 is een dipool, en kan daarbovenop ook nog waterstofbruggen vormen met water

Huiswerk

12.2: 14 t/m 18

20 t/m 23