2.2b Bindingen tussen moleculen deel 1

• Scheikunde
• Middelbare school
• havo, vwo
• Leerjaar 4

Start opdracht:

StartOpdracht:Maak de structuren af met juiste aantal  atoombindingen = covalentie

Maak de structuren af met juiste aantal  atoombindingen 

atoombindingen 
extra uitleg

Niet alle atoomkernen 'trekken' even hard aan de elektronen van een binding = elektronegativiteit.

In Binas tabel 40 is aangegeven 'hoe hard' een atoom aan een binding trekt.

Het verschil in aantrekkingskracht bepaalt wat voor soort binding gevormd wordt.

1 atoombinding = elektronenpaar

Als het verschil in elektronegativiteit (T40)

< 0,4 is noemen we de binding:
covalent of apolair.

Als 0.4 < verschil elektronegativiteit < 1,7 (T40) noemen we de binding polair en krijgen we hele kleine + of - lading op de atomen (zie hiernaast). 

Als het verschil in elektronegativiteit (T40)

> 1,7 noemen we de binding ionogeen en is er echte + of - lading op de atomen.

1 atoombinding = elektronenpaar

Welke binding is polair?

1. H-H
2. C-H
3. Na-Cl
4. O-H

Apolaire = covalente binding

polaire binding

ionbinding

KF

N-H

O-H

C-H

NaCl

C-O

C=O

C-Cl

2.2 Bindingen tussen moleculen

Leerdoelen van deze les:

1) Je kunt een beschrijving geven van een Vanderwaalsbinding en een Waterstofbrug en uitleggen waar de sterkte van deze bindingen van afhangt.

2) Je kent de algemene eigenschappen van moleculaire stoffen en kunt deze in verband brengen met de microstructuur.

3) Je kunt de sterkte en het type van de bindingen tussen moleculen in verband brengen met het smelt- en kookpunt van de stof en de oplosbaarheid in water.

Basis: Atoommodel van niet-metaal 

Niet-metaal atomen
missen elektronen
in hun buitenste schil
(valentie-elektronen)
om te voldoen aan de
edelgas-configuratie.

Dit helpt ons te begrijpen, waarom een  

• molecuul atoombindingen heeft tussen atomen
• atoomsoort een bepaalde covalentie heeft

Gedeeld elektronenpaar

Om edelgasconfiguratie te bereiken

• kan een niet-metaal een elektron opnemen van een metaal
   (= je krijgt dan een zout)
  
• of delen twee niet-metaalatomen de elektronen:
    een gedeeld elektronenpaar,
    ook wel atoombinding,
    of covalente binding genoemd.

Covalentie

• Geeft aan hoeveel elektronen gedeeld worden,
    dus hoeveel atoombindingen worden gevormd.
• Eenvoudig af te lezen uit periodiek systeem.
  
• Aantal elektronen erbij tot het edelgas uit groep 18 = covalentie.
• Covalentie H = 1 ; F = 1 ; O = 2; N = 3 ; C = 4 ; enz.

Eigenschappen van moleculaire stoffen

1. Alle moleculaire stoffen geleiden geen elektriciteit.
2. Oplosbaarheid is  afhankelijk van het molecuul.
3. Smeltpunt en kookpunt, is afhankelijk van het molecuul.
4. Waterstofbruggen, is afhankelijk van de bouw van het molecuul.

Eigenschappen van moleculaire stoffen

• Elementen of verbindingen die alleen uit niet-metaal atomen bestaan.
• Ook wel 'moleculen' genoemd.
• Geleiden geen elektrische stroom 
   ( geen geladen deeltjes én geen vrij bewegende deeltjes )
• Voorbeelden: H2O, C2H6O, HCN, PCl3
• Ontstaan door vorming van atoombindingen. 
• Moleculen worden bij elkaar gehouden door bindingen tussen de moleculen: onder andere de Vanderwaalsbindingen.

Vanderwaalsbinding 

De Vanderwaalsbinding houdt moleculen bij elkaar. Het is de binding tussen de moleculen.

Alle moleculen hebben Vanderwaalsbindingen

Zowel (grotere) molecuulmassa 

als (groter) molecuuloppervlak 

maken de binding sterker.

Binding tussen moleculen

Algemeen principe:

Hoe sterker de bindingen tussen moleculen zijn, des te hoger zijn het smeltpunt en het kookpunt

Vanderwaalsbinding

• Aantrekkingskracht tussen moleculaire stoffen
      (dus niet aanwezig bij metalen of zouten!)
• Aanwezig door kleine ladingsverschillen in de moleculen
      (elektronen staan niet op vaste plaats, bewegen door schillen heen)
• Relatief zwakke binding.     (aanwezig bij vaste fase, deels verbroken bij   
                                                              vloeistof, afwezig bij gas )
• Hoe groter de massa en/ of het contactoppervlak van het molecuul,
       des te sterker de Vanderwaalsbinding.

Wie ziet het verband? Vingers!

Hoe kan dit? Dit is toch de zelfde stof?

Vanderwaalsbinding 

Voorbeeld: hexaan en 2,3-dimethylbutaan

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

>

Polaire atoombinding

Polaire atoombinding

Het ene atoom trekt harder aan het gedeelde elektronenpaar dan het ander

- [Verschuiving  elektronenpaar naar hoogste elektronegativiteit]

- Lading (δ- en δ+)

Waterstofbruggen

Bij polaire bindingen met een O-H atoom kunnen moleculen waterstofbruggen vormen

Voorbeeld: H₂O

(En alle andere

N-H, C ꓿ O bindingen)

- - - - - -

- - - - - -

Waterstofbruggen

Waterstofbruggen geven ijs een kenmerkende structuur met veel lege ruimte, vandaar de lage dichtheid!

Extra: Polaire of niet-polaire
covalente binding

Voorbeelden van polaire bindingen in een molecuul:

O-H                     C-O

N-H                    C=O

Hoe ontstaat dus een polaire binding, zoals die tussen O-H of tussen N-H?

1. doordat O en N zwaarder zijn dan een H atoom
2. doordat O en N harder trekken aan het gedeelde elektronenpaar
3. doordat O en N meer elektronen hebben dan H atomen

Waterstofbrug

Bij polaire bindingen met een H-atoom kunnen moleculen waterstofbruggen vormen

Voorbeeld: H₂O

(En alle andere

N-H, O-H bindingen)

- - - - - -

- - - - - - - - -

Waterstofbrug

Ander Voorbeeld: H₂O met ethanal, dat kan ook!

Dus: 1 polaire binding met H (hier: O-H) en
een andere polaire binding met of zonder H (hier: C=O)

- - - - - -

Dankzij H-brug drijft ijs ?

Waterstofbruggen

Waterstofbruggen geven ijs een

kenmerkende structuur met veel 

lege ruimte, 

vandaar de lage dichtheid!

waterstofbrug (O - - H) 

Waterstofbruggen

• O-H en N-H groepen kunnen waterstofbruggen (H-brug) vormen.

• H-brug is sterker dan Vanderwaalsbinding
• Verhoogt kookpunt bij aanwezigheid

Waterstofbruggen

• Waterstofbrug treedt alleen op bij moleculen met O-H en/of N-H bindingen.
• Waterstofbrug is extra bovenop VanderWaalsbinding

Regels H-bruggen tekenen

• Van O-H in molecuul 1 naar O / N in molecuul 2
• Van O / N in molecuul 1 naar O-H in molecuul 2
• streepjes/stipjes
• O kan 2 H-bruggen aan gaan
• H en N allebei maar 1 H-brug

Moleculaire stoffen

Atoombinding

• -> Covalente binding
• -> Polair covalente binding

Molecuulbinding

• -> Vanderwaalsbinding
• -> Waterstofbruggen

Covalente binding

Tussen atomen 

• Atomen trekken even hard
    aan elektronen
• Elektronen paar bevindt
    zich in het midden

Polair covalente binding

Alleen tussen H - O & H - N met O of N

• Ene atoom trekt harder aan
    de elektronen
• Elektronen bevinden zich
    dichter naar 1 atoomsoort

waterstofbruggen tekenen we met een stippellijn tussen de H en O of de H en N atomen

alleen tussen -N-H en/of -O-H

de C-H binding is niet polair!

de O-H en N-H binding is wel polair!

Hydrofiele stoffen en waterstofbruggen

• Waarom mengen olie en water niet? 

• Hydrofiele stoffen hebben een OH- of een NH-groep. Deze groepen kunnen waterstofbruggen maken met andere stoffen die deze groepen ook hebben. Een waterstofbrug is een verbinding tussen een H-atoom en een O- of N-atoom. 

• Water heeft ook OH-groepen. Hierdoor kunnen deze stoffen goed met water binden. 

• Hydrofobe stoffen (zoals olie) hebben deze groepen niet, dus kunnen ze geen waterstofbruggen vormen. Daarom mengen ze niet goed met water. 

Alleen voor 3vwo / 3gym

Hydrofiel en Hydrofoob

• Hydrofiel = houdt van water (polaire)
• Bevatten O-H en/of N-H groepen
• Mengt goed met water. 
• Kan waterstofbruggen vormen (microniveau). 

• Hydrofoob = bang van water (apolair)
• Mengt niet goed met water.
• Bevatten veelal C-H bindingen (géén O-H en N-H bindingen)
• Kan geen waterstofbruggen vormen (microniveau). 

polair past bij hydrofiel

apolair past bij hydrofoob

Dit molecuul heeft -OH en 2 x -NH. 

Door de -OH en -NH kan dit molecuul waterstofbruggen aangaan met water moleculen.

Hierdoor lost het goed op in water. Het molecuul is hydrofiel. Het 'houdt' van water.

Bij oplossen geldt: soort zoekt soort.

hydrofiele stoffen lossen goed op in hydrofiele stoffen.

Andere oplosmiddelen

Kristalroosters

Een waterstofbrug is een voorbeeld van:

1. Atoom binding
2. Een ion interactie
3. Molecuul binding
4. Een metaal binding

Een waterstofbrug kan voorkomen tussen:

1. OH-groepen
2. NH-groepen
3. OH- en NH-groepen
4. Niet tussen OH- en NH-groepen

welke structuur kan een waterstofbrug aangaan?

1. 
2. 
3. 
4. 

De stippellijn in de tekeningen geeft de plaats aan van een waterstofbrug.
In welke van de onderstaande tekeningen is op de juiste wijze een waterstofbrug aangegeven voor de stof water?

1. 
2. 
3. 
4. 

Aan de slag!

Lees paragraaf 2.2

Ga aan de slag met de volgende opdrachten:

- Ho 2.2 opdrachten