2.2 bindingen tussen moleculen

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

Bindingen in en tussen moleculen

• Binding tussen atomen IN moleculen (herhalen 2.1)

• Eigenschappen van moleculaire stoffen

• Binding tussen moleculen

• Vanderwaalsbinding 

• dipoolbinding

• Waterstofbruggen

• Apolaire moleculen

Bindingen in en tussen moleculen

• Binding tussen atomen IN moleculen (herhalen 2.1)

Bindingen in en tussen moleculen

• Eigenschappen van moleculaire stoffen

• Binding tussen moleculen

• Vanderwaalsbinding 

• dipoolbinding

• Waterstofbruggen

• Apolaire moleculen

Eigenschappen van moleculaire stoffen

1. Geleid geen elektriciteit (want bevat geen vrij bewegende geladen deeltjes)

2. Oplosbaarheid (wel/niet in water)

3. Smeltpunt, kookpunt 

Binding tussen moleculen

Bij smelten en verdampen gaan moleculen steeds meer langs en daarna van elkaar af bewegen waardoor de afstand tussen de moleculen groter wordt. De atoombindingen blijven intact.

Wat is het verband?

Binding tussen moleculen

Wat kan je makkelijker van elkaar los duwen: 2 baby's van 3 kg of 2 sumo-worstelaars van 250 kg?
Wat zal lastiger langs elkaar bewegen: 2 moleculen van 16u of 2 moleculen van 72 u? 

Hoe zwaarder de moleculen hoe sterker de bindingen tussen moleculen zijn, des te moeilijker is het om langs en van elkaar te bewegen ==> hoe te hoger zijn het smeltpunt en het kookpunt

Hoe kan dit, is toch allebei C₅H₁₂?

aantrekkende krachten

Wat heeft meer gezamenlijk contactoppervlak?

2 plankjes van 72 g 

of 

2 tennisballen van 72 g?

Vanderwaalsbinding 

Alle moleculen hebben een aantrekkende kracht op elkaar; deze heet de vanderwaalskracht (ook wel vanderwaalsbinding)

Zowel hogere molecuulmassa als groter molecuuloppervlak
maken de binding sterker

Dipool-dipoolbinding

Binding tussen polaire moleculen ("dipolen").  
(paragraaf 2.1)  Hoe bepaal je of een binding/molecuul polair is  ??

Binding tussen         en            van verschillende moleculen

Voorbeeld: SO₂

        

$${\delta }^{-}$$

$${\delta }^{-}$$

$${\delta }^{-}$$

$${\delta }^{-}$$

$$2{\delta }^{+}$$

$$2{\delta }^{+}$$

$${\delta }^{+}$$

$${\delta }^{-}$$

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

(herhalen 2.1) Welke binding is polair?

A

C-C

B

C-H

C

Na-F

D

N-H

(herhalen 2.1) Welke binding is polair?

A

O=O

B

C=O

C

Cl-Cl

D

N=N

Dipool-dipoolbinding

Binding tussen polaire moleculen ("dipolen")

Binding tussen          en          van verschillende moleculen

Voorbeelden: HCl en H₂O

        

$${\delta }^{+}$$

$${\delta }^{-}$$

Een molecuul heeft een dipool/is een dipoolmolecuul als

- er polaire atoombindingen aanwezig zijn

- er geen symmetrie in het molecuul is waardoor de
  ladingen elkaar niet 'opheffen' oftewel netjes gezegd: het centrum van de + en - lading ligt dan niet op elkaar

dus H₂O wel en CO₂ geen dipoolmolecuul !!

Waterstofbrug

Bij polaire bindingen met een H-atoom in een -OH of -NH kunnen moleculen

waterstofbruggen vormen

Voorbeeld: H₂O

(En alle andere moleculen 

met N-H of O-H groepen)

- - - - - -

- - - - - -

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)

- - - - - -

Waterstofbruggen

Waterstofbruggen geven ijs een

kenmerkende structuur met veel 

lege ruimte, 

vandaar de lage dichtheid!

waterstofbrug (H - O)

Waterstofbruggen

Teken de waterstofbruggen tussen ammoniak- 

en watermoleculen

Waterstofbruggen

De waterstofbruggen tussen ammoniak- 

en watermoleculen

Apolaire moleculen

Als een molecuul geen polaire bindingen heeft is er geen dipool en het molecuul is apolair !

Voorbeeld: CH₄ 

Polaire bindingen maar Apolaire moleculen

Soms kunnen polaire bindingen in een molecuul elkaar precies tegenwerken. Er is dan netto geen dipool en het molecuul is apolair !

Voorbeeld: CO₂ 

$${\delta }^{-}$$

$${\delta }^{-}$$

$$2{\delta }^{+}$$

0

Heeft dit molecuul een dipool?

A

Ja, er is een netto dipool want de ladingen heffen elkaar niet op.

B

Nee, er is een netto dipool want de ladingen heffen elkaar niet op.

C

Ja, er is geen netto want de ladingen heffen elkaar op dipool.

D

Nee, er is geen netto dipool want de ladingen heffen elkaar op.

Heeft waterstofchloride een dipool (en is het dus een dipoolmolecuul) ?

A

Ja

B

Nee

C

D

Oplosbaarheid in water

Moleculen die een -OH of een -NH groep bevatten en dipoolmoleculen kunnen oplossen in water

Op microschaal: moleculen die een -OH of -NH groep bevatten kunnen waterstofbruggen maken met -OH groepen van watermoleculen en zullen oplossen in water.

Polaire moleculen zullen een dipool-dipool binding maken met watermoleculen en dus oplossen in water

Oplosbaarheid in water

Moleculen die geen -OH of een -NH groep bevatten of geen dipoolmolecuul zijn  kunnen niet oplossen in water

Op microschaal: 

moleculen die geen -OH of -NH groep bevatten of geen dipoolmolecuul zijn kunnen niet oplossen in water want ze kunnen geen H-brug maken of dipooldipoolinteractie hebben met watermoleculen  (maar wel in een apolair oplosmiddel zoals benzine).

Polaire molecuul

Apolair molecuul

Waterstof (H2)

Methaan (CH4)

Methanol (CH3OH)

Waterstofchloride

(H-Cl)

Koolstofdioxide (O=C=O)

Water

(HOH)

ammoniak

H-N-H

     |

    H

wateroplosbaar molecuul

niet wateroplosbaar molecuul

Waterstof (H2)

Methaan (CH4)

Methanol (CH3OH)

Waterstofchloride

(H-Cl)

Koolstofdioxide (O=C=O)

Water

(HOH)

ammoniak

H-N-H

     |

    H

Als een molecuul een -OH of -NH groep bevat of een dipoolmolecuul is ontstaat er een extra interactie tussen deze moleculen onderling en met watermoleculen. Wat zal er met het kookpunt van de moleculen gebeuren: zal dit hoger/gelijk/lager zijn dan moleculen met een zelfde molmassa maar zonder deze extra interactie

Aan de slag

Lezen/herhalen/samenvatten H2.2

Maken opdrachten uit de planner + test jezelf

PWW = hfst 1 + hfst 2