Deze deeltjes - normaal gesproken - bestaan niet in hun eentje, blijven niet alleen, maar hebben zich meestal verbonden aan andere deeltjes. Dat kan op verschillende manieren gebeuren, maar altijd zitten ze met hun buitenkanten tegen elkaar, dus het heeft met de valentie-elektronen te maken.
Alleen de atomen van edelgassen kunnen 'vrijgezel' blijven. Die verbinden zich zomaar niet met andere deeltjes.
inhoud:
1. De ionbinding
Die grotere paarse bolletjes stellen dan bijvoorbeeld de negatieve ionen voor en de grijze, kleinere bolletjes staan voor de positieve metaalionen.
Over de ionen:
je weet dat er twee soorten zijn: negatieve en positieve.
Ze zijn altijd geladen, anders zijn het geen ionen.
| tegengestelde ladingen trekken elkaar aan; gelijke ladingen stoten elkaar af. |
De kracht van afstoting of aantrekking is afhankelijk van:
- hoe groot die ladingen zijn
- hoe dicht ze bij elkaar zitten
Q1en Q2 zijn de ladingen van de ionen
n = de afstand (gemeten vanaf middelpunt tot middelpunt; zoek hiervoor in een tabel de ionstralen op)
Over het algemeen zullen metaalatomen positieve ionen vormen (die geven graag elektronen af namelijk) en de niet-metaalatomen vormen negatieve ionen (omdat niet metaalatomen liever elektronen opnemen).
Oftewel: tussen een metaal en een niet-metaal vormt zich:
De ION-binding = aantrekking tussen positieve en negatieve deeltjes. |
De niet-metalen pakken er elektronen bij en vormen negatieve deeltjes.
Stoffen die uit ionen zijn opgebouwd vormen IONROOSTERS.
De verschillende ionen gaan zich netjes rangschikken.
Positieve ionen zijn omgeven door negatieve en negatieve ionen zijn omgeven door positieve (allemaal vanwege die aantrekkingskracht natuurlijk). Die roosters zitten door al die aantrekkingskrachten stevig in elkaar.
Het is handig om alvast te weten dat de meeste stoffen met een ionrooster zouten genoemd worden.
Opdracht 1
Probeer je het ionrooster van NaCl voor te stellen waarbij de positieve en negatieve ionen keurig tegen elkaar aanliggen (zie de afbeelding hierboven).
De waarden van ionladingen kun je vinden in tabellen, net zoals de waarden van de ionstralen (dus hoe groot de ionen zijn). Meestal beschouw je de lading van een proton als: 1+. Maar natuurlijk is dat een relatieve waarde. De echte lading in Coulomb is ongeveer 1,6 x 10-19 C
Bereken de aantrekkingskracht tussen de Na+ en Cl- ionen in het keukenzoutkristal.
Opdracht 2
Leg uit dat een chlooratoom fanatieker elektronen wil opnemen dan een jodiumatoom. Denk daarbij aan de Electronegativiteit.
Je moet er altijd op bedacht zijn: Als een neutrale stof positieve ionen bevat, zijn er natuurlijk ook negatieve ionen in die stof.
Een metaal in een verbinding heeft een keer gereageerd en daarbij zijn valentie-elektronen afgestaan.
Zo kreeg je een positief geladen metaaldeeltje.
De valentie-elektronen zijn terecht gekomen in het nietmetaalgedeelte, dat dan natuurlijk negatief geworden is.
Nog eens op een andere manier gezegd:
Als je een verbinding hebt waarin zowel metalen als niet-metalen zitten, heeft het metaalgedeelte altijd elektronen afgestaan en is dus positief; de rest van de verbinding is dan negatief.
Als je dus ziet dat een chemische verbinding (een stof) een metaal bevat, dan heeft die stof een ionbinding. [er is een uitzondering: het ammonium-ion]
Opdracht 3
Geef voor de volgende verbindingen aan of ze een ionbinding hebben; zo ja, noteer dan de ionformule:
NaCl C6H12O6 FeCl3 Na2SO4
Als stoffen uit ionen zijn opgebouwd, vormen ze geen moleculen. Moleculen bespreken we later nog, maar het is goed om alvast te weten dat moleculen opgebouwd zijn uit aan elkaar gekoppelde atomen, maar niet in de vorm van ionen. Moleculen zijn neutraal.
Ook stoffen met ionbindingen zijn neutraal, maar alleen omdat er evenveel negatieve als positieve ladingen inzitten.
Positieve en negatieve ionen gaan altijd zo bij elkaar zitten dat in totaal een neutrale stof ontstaat: met evenveel positieve als negatieve lading.
Als ionen apart worden opgeschreven moet de lading er altijd rechtsboven bij staan, ook als het om complexe (samengestelde) ionen gaat.
Als de stof lading 0 heeft, dus als er evenveel + als - is, dan schrijft men er in de formule niets bij.
Voorbeelden:
Na+ + Cl-
NaCl
I2 + I-
I3-
De positieve en negatieve ionen gaan in een bepaalde vaste verhouding in ongelooflijk grote hoeveelheden netjes gerangschikt bij elkaar zitten:
| Het IONROOSTER. |
De verhouding waarin die ionen bij elkaar gaan zitten wordt aangegeven d.m.v. cijfertjes rechtsonder, alsof het een molecuulformule is, maar eigenlijk is het een VERHOUDINGSFORMULE.
Let op: op het eerste gezicht lijkt er geen verschil tussen verhoudingsformule en molecuulformule.
De eigenschappen van een neutraal atoom zijn helemaal anders dan de eigenschappen van het bijbehorende ion. Zo zijn bijvoorbeeld Na, Cl en F in neutrale vorm zeer giftig, maar in ionvorm zitten ze in keukenzout en fluortabletjes.
Opdracht 4
Leg uit waarom de naam "fluortabletjes" eigenlijk niet goed is en bedenk een betere naam.
Als niet-metalen negatieve ionen hebben gevormd, verandert hun naam: achter hun oorspronkelijke naam wordt dan toegevoegd: IDE.
Voorbeelden:
Cl- = chloride; O2- = oxide S2- = sulfide N3- = nitride
Opdracht 5
Schrijf de formules op van bromide, fosfide en sulfide.
Positieve ionen krijgen die naamsverandering niet.
Als een metaal meerdere valenties heeft (bijvoorbeeld: ijzerionen kunnen 2+ of 3+ zijn) dan moet je de juiste valentie in de naam van de stof er bij schrijven m.b.v. een Romeins cijfer:
ijzer(II)chloride = FeCl2 (ionen Fe2+ en Cl-) Het ijzer heeft hier een valentie 2
lood(IV)oxide = PbO2 (ionen: Pb4+ en O2-) Het lood heeft hier een valentie 4
Een metaal als vrij element, rood koper bijvoorbeeld, of tin, heeft nog niet gereageerd; de atomen hebben hun valentie-elektronen nog niet afgestaan en zijn nog neutraal.
2. De metaalbinding
Metalen hebben alleen maar metaalatomen. En die willen meestal elektronen afstaan en vormen dan positieve ionen.
Maar als een stof (een metaal) dus alleen maar atomen heeft die willen afstaan, waar gaan hun valentie-elektronen dan naar toe, hoe zit dat?
Het blijkt dat die afgestane (valentie)-elektronen in een soort autonome toestand terecht komen; ze gaan samen bewegen, samenwerken, bij elkaar zitten, en bereiken op die manier iets wat ze graag willen: ruimte. Dat geldt niet alleen bij metaalbindingen, maar bij alle chemische bindingen, dat elektronen ernaar streven dat ze ruimer kunnen bewegen. En dat wil zeggen: ze bereiken meer stabiliteit. Die valenti-elektronen van de metaalatomen gaan zo eigenlijk bij alle metaalatomen behoren; ze bewegen zich daaromheen.
Tegelijk kun je het dus ook zo zien: Ze hebben in feite hun valentie-electronen afgestaan en zijn positieve ionen geworden.
De metaalatomen en (na verlies van elektronen) dus ook de ionen hebben hun vaste plek in een rooster, ze zijn keurig geordend, net als bij het ionrooster, maar nu noem je dat het METAALROOSTER.
Al die positieve ionen worden bij elkaar gehouden door de 'vrij rondbewegende' vrije elektronen. Die (nog altijd negatieve) elektronen mag je beschouwen als een soort lijm die de atoomrompen, de metaalionen, bij elkaar in het rooster houden.
Deze valentie-elektronen worden 'vrij' genoemd omdat ze niet meer vastzitten aan één atoom.
De aantrekking tussen die negatieve vrij bewegende elektronen en de positieve ionen in het rooster noemen we: METAALBINDING.
Metaalbinding = aantrekkingskracht tussen (negatieve vrije) elektronen en (positieve) metaalionen in een rooster |
|
Opdracht 6 is een actie-opdracht
[een actie-opdracht moet je in groepjes proberen op te lossen. Soms zijn er opdrachten bij die je als praktikum kunt uitvoeren] Je doet een aantal (8) opdrachten volgens een vast patroon van (tien) vragen (de vragenlijst). Je krijgt eerst een voorbeeld(reactie van ijzer met zwavel). Met dat voorbeeld bespreken we eerst al die vragen, zodat je bij de 8 opdrachten weet wat je moet doen. Het is niet de bedoeling dat je de reakties ook zelf echt doet. Het blijft dus theorie, papierwerk.
De vraag is elke keer of de twee stoffen met elkaar reageren en, zo ja, wat je dan kunt weten over de chemische binding tussen die twee. Elke reactie moet je bestuderen aan de hand van de vragenlijst hieronder.
|
3. De covalente binding, of atoombinding
Als twee niet-metalen met elkaar reageren, komen twee atoomsoorten bij elkaar die het liefst elektronen opnemen en negatief worden. Niet metalen hebben immers al aardig wat elektronen in de buitenste schil. Voor hen is het gemakkelijker tot het voorkeursgetal 8 tekomen door op te nemen. Maar ja, allebei opnemen, hoe gaat dat, als er geen metalen in de buurt zijn die elektronen willen aanleveren?!Toch kunnen de atomen van die niet-metalen allebei edelgaskonfiguratie krijgen door een deel van elkaars valentie-elektronen gemeenschappelijk te gaan gebruiken. Om dat voor elkaar te krijgen moeten die atomen zeer dicht bij elkaar gaan zitten. Ze schuiven een beetje in elkaar. Op deze manier kunnen ook niet-metalen wel degelijk met elkaar reageren. De valentie-elektronen krijgen daardoor meer ruimte.
Omdat hierbij geen valentie-elektronen volledig worden overgedragen van de een naar de ander, kunnen er ook geen positieve of negatieve ionen ontstaan. Er ontstaan dus hier geen ionbindingen.
Stel even dat twee niet-metalen met elkaar reageren; noem de twee nietmetalen P en Q. Één atoom van P begint dan elektronen gemeenschappelijk te gebruiken met één atoom van Q. Ziedaar de start van de reactie.
Als éen van beide atoomsoorten dan nog geen edelgaskonfiguratie heeft (normaal gesproken dus 8 valentie-elektronen, maar bij waterstof 2), wordt er een derde atoom bijgehaald. Dit gaat net zolang door tot alle erbij betrokken atomen edelgaskonfiguratie hebben.
Daarbij is de regel dat gelijksoortige atomen liever niet aan elkaar koppelen (behalve C-atomen). Als er dus zwavel- en zuurstofatomen bij elkaar komen, dan zullen atomen S en atomen O graag aan elkaar koppelen, liever dan twee S-atomen of twee O-atomen.
Opdracht 7
Probeer op te schrijven, te schetsen, wat er gebeurt als men losse atomen van fosfor en van zuurstof samen laat reageren.
Als een groepje atomen onderling, door atoombinding, aan elkaar zijn gekopppeld, (dus er zijn atoombindingen of covalente bindingen) dan vormen ze een molecuul.
Het aantal atomen dat van elke soort in een molecuul aanwezig is, geeft men aan met een cijfertje rechtsonder. Zo krijg je een MOLECUULFORMULE.
Opdracht 8
Leg uit of de volgende formules verhoudings of molecuulformules zijn: H2O NaCl FeS P4
Heel vaak kunnen twee niet-metalen maar op één manier een molecuul vormen, maar het gebeurt ook wel dat er verschillende combinaties mogelijk zijn. Als twee niet-metalen verschillende moleculen kunnen vormen, dan moet je dat aan de naam kunnen zien.
In dat geval gebruik je extra regels voor de naamgeving, namelijk met voorvoegsels (zie hiervoor ook module 4):
| mono | 1 | di | 2 | tri | 3 | tetra | 4 | penta | 5 |
| hexa | 6 | hepta | 7 | okta | 8 | nona | 9 | deka | 10 |
| CO | (mono)kool(stof)mon(o)oxide |
| CO2 | (mono)kool(stof)dioxide |
| P2O5 | (di)fosforpentaoxide |
| P2O3 | (di)fosfortrioxide |
Opdracht 9
Schrijf de namen op van de volgende stoffen:
| N2O | NO | N2O3 | CuCl | PbS | SO2 |
Aan het volledig afstaan of opnemen van elektronen is een beperking van drie maximaal; vierwaardige ionen kom je hoogst zelden tegen. Zo'n beperking geldt niet voor gemeenschappelijk gebruik van elektronen in de atoombindingen. Een atoom mag best vier of zes elektronen gemeenschappelijk hebben met een ander atoom.
Vergelijk in de volgende afbeeldingen twee stoffen: CO2 en SO2
Covalente bindingen = gemeenschappelijk gebruik van elkaars electronen door twee atomen |
Normaal is dat elektronen in paren optreden. Een streepje tussen twee atomen wijst op zo'n gemeenschappelijk elektronenpaar.
Als atomen elkaars elektronen gemeenschappelijk gebruiken, vormen ze moleculen. In het geval het atoomgroepje een lading heeft, noem je het een samengesteld ion, of complex ion.
Als je alle stoffen op onze aardkorst onderzoekt, mag je de conclusie trekken dat moleculen domineren; die zijn er meer dan stoffen met ion- of metaalbindingen.
3.1 Dubbele en drievoudige bindingen
3-hexeen (Met een dubbele binding)
Opdracht 10
- Zoek op in de tabellen tabel IV en VI de volgende gegevens op:
- de inter-atomaire afstanden van covalente bindingstypes
- de bindingsenergieën van covalente bindingen
- Pak uit deze tabellen informatie over de bindingen: C - C, C = C, C ≡ C;
- Zet deze gegevens in een diagram en maak een grafiek. De x-as van die grafiek heeft die drie bindingen en de y-as heeft zowel de afstanden als de energieën.
Dan krijg je dus twee verschillende grafieken in één schema. - Kijk goed en trek je conclusies.
- Maak een schatting van afstand en energie van een C ... C binding in de benzeenring.
Opdracht 11
Is de volgende bewering waar?
"In een drievoudige binding, bijvoorbeeld in acetyleen (= etyn) gebruiken twee C-atomen in totaal 6 elektronen gezamenlijk"
Leg je antwoord uit.
3.2 Benzeen
De molecuulformule van benzeen is: C6H6
Elk koolstof-atoom in de ring heeft drie normale covalente bindingen. Zo blijft elk C-atoom nog zitten met een 'niet gepaard elektron' dat nog kan koppelen met welk ander atoom dan ook.
In totaal dus 6 elektronen in voorraad, en deze zes gaan nu op een bijzondere manier met elkaar, dus zonder andere atomen, een speciale π-binding (een "pi-binding) vormen. Daar komen we later uitvoerig op terug.
We behandelen hier niet de meer ingewikkelde bindingstypes, dus je mag de zaak hier versimpelen door te zeggen:
Die zes elektronen verkrijgen de gelegenheid om zich te verplaatsen over die ring van 6 atomen.
Ze mogen zich dus vrij over die ring bewegen en verkrijgen daardoor grote beweeglijkheid. Dat betekent tegelijk: die ring wordt veel stabieler daardoor.
Opdracht 12
Onderstaand schema is het eenvoudig periodiek systeem (beperkt tot de hoofdgroepen I - VII)
de rode zone:de niet-metalen hebben de neiging om elektronen op te nemen en zo negatief te worden (Elektronegativiteit is groot) de blauwe zone: de metalen hebben de neiging om elektronen af te staan en zo positief te worden Elektronegativiteit is klein)
Leg de details uit van dit schema.
| I | II | III | IV | V | VI | VII | VIII | |
| 1 | H | He | ||||||
| 2 | Li | Be | B | C | N | O | F | Ne |
| 3 | Na | Mg | Al | Si | P | S | Cl | Ar |
| 4 | K | Ca | Ga | Ge | As | Se | Br | Kr |
| 5 | Rb | Rb | In | Sn | Sb | Te | I | Xe |
| 6 | Cs | Bi | Tl | Pb | Bi | Po | At | Rn |
| 7 | Fr | Ra |
| metalen | Cs |
| metalloiden | Po |
| niet-metalen | Se |
In de structuurformule van een molecuul kun je eventueel alle valentie-elektronen er bij schrijven in de vorm van puntjes. Je hebt dan weer een ELEKTRONENFORMULE. Een elektronenformule hoeft zich dus niet te beperken tot één atoom.
Opdracht 13
Geef twee voorbeelden van elke formulesoort:
- molecuulformule
- structuurformule
- verhoudingsformule
- elektronenformule
- ionenformule
Opdracht 14
Wat is de belangrijke reden van het ontbreken van bindingen van edelgasatomen met andere atomen of ionen?
3.3 Combinaties van verschillende chemische bindingen
Tot nu toe hebben we alleen gesproken over eenvoudige of: ENKELVOUDIGE ionen.Nu de atoombinding besproken is, kun je ook begrijpen wat met een SAMENGESTELD ion bedoeld wordt:
In samengestelde ionen zijn meerdere atomen d.m.v. atoombinding aan elkaar gekoppeld; als geheel vormen ze echter niet een neutraal molecuul, maar ze hebben een positieve of negatieve lading.
Voor alle ionen, enkelvoudige en samengestelde, geldt dat hun totaal aantal protonen (positief) en totaal aantal electronen (negatief) niet gelijk zijn.
voorbeelden:
| enkelvoudig: | Na+ Cl- H+ |
| samengesteld: | H3O+ OH CO32- |
Als de lading van een ion gegeven is, kun je aan die lading direkt zien hoe de verdeling is tussen protonen (positief) en elektronen (negatief) in dat ion.
bijvoorbeeld:
Een ion met een 2- lading heeft twee elektronen méér dan protonen. Dit geldt zowel voor enkelvoudige als voor samengestelde ionen.
Opdracht 15
Gegeven de volgende ionen: Ba2+ H3O+ Cl- OH-
Zoek m.b.v. het Periodiek Systeem uit, hoeveel protonen en elektronen elk ion heeft.
Samengestelde ionen bestaan meestal uit twee of meer atomen van niet-metalen; die zitten dan binnen dat negatieve ion via atoombindingen aan elkaar vast.
Opdracht 16
Schrijf de ionenformules op van vijf samengestelde ionen.
De meeste samengestelde ionen bezitten zuurstof + een ander niet-metaal en die zitten dan via atoombindingen aan elkaar gekoppeld.
Opdracht 17
Welke naamsuitgangen worden meestal gebruikt voor deze soort ionen?
Als in een stof geen metaal aanwezig is mag je meestal de konklusie trekken dat die stof geen ionen heeft en dat die stof opgebouwd is uit neutrale moleculen.
Alle atomen van zo'n stof zijn via atoombindingen aan elkaar gekoppeld. Een uitzondering: ammoniumzouten.
Een voorbeeld van een stof met meerdere bindingstypen is calciumcarbonaat, CaCO3.
Het is opgebouwd uit drie elementen, het metaal Calcium en de twee niet-metalen koolstof en zuurstof.
Het metaal (Calcium) zal zeer waarschijnlijk een positief ion zijn en de rest (dus CO32-) zal negatief zijn. Tussen de ionen is er een ionbinding, maar binnen het negatieve ion bestaan covalente bindingen tussen O en C.
Opdracht 18
Geef naam en formule van een stof die opgebouwd is uit twee metalen en een niet-metaal, dus met twee bindingstypes, de ionbinding en de atoombinding.
Antwoord
Hier volgt alvast iets over module 7, namelijk over reacties en energie
Alle atomen hebben een verdeling van hun elektronen over de schillen. Deze schillen of niveau's vertegenwoordigen een zekere hoeveelheid energie; de elektronen hebben een energieniveau.
Anders gezegd:
de elektronen met weinig energie hebben maar weinig neiging om iets aan hun situatie te veranderen.
de elektronen met veel energie (zeg maar: elektronen met ADHD) willen reageren, en dat doen ze met name in de ontmoeting met andere atomen.
Normaal gesproken zijn de elektronen die bij dit soort processen betrokken zijn, de valentie-elektronen. De meer naar binnen liggende elektronen hebben voldoende stabiliteit, geen overtollige energie. De valentie-elektronen lijden vaak aan gebrek aan stabiliteit, hebben teveel energie.
Het aan elkaar koppelen van atomen, dus de - spontane - vorming van een chemische binding, gaat gepaard met een vermindering van de inwendige energie (chemische energie) in de nieuwe stoffen.De produkten hebben dan minder energie in zich, minder chemische energie.
Zo komen we terecht bij module 7. Daar ga je leren dat bij elke chemische reaktie sprake zal zijn van een energie-effect.
Opdracht 19
Leg uit of de vorming van een chemische binding over het algemeen exotherm of endotherm zal zijn.
Antwoord
4. Polariteit & ΔE
Opdracht 20Probeer het volgende schema te begrijpen en uit te leggen, waarin het verschil in electronegativiteit van de twee verbonden atomen flink verschilt.
| Metaalbindingen | veel metalen hebben een lage E |
| Ionbindingen | ΔE: > ±1,6 |
| Covalente bindingen
- covalent, niet polair - covalent, polair |
0 < ΔE < ±1,6
0 < ΔE: < ±0,4 ΔE: > ±0,4 |
N.B.
In de natuurwetenschappen gebruiken ze heel veel symbolen uit het griekse alfabet, zoals:
De griekse hoofdletter delta Δ: geeft het preciese verschil aan tussen twee waarden.
de griekse kleine letter delta δ: geeft alleen maar aan dat er een klein verschil is.
In een covalente binding (atoombinding) kan er een verschil bestaan tussen de E-waarden (elektronegativiteit) van de twee deelnemende atomen.
Dan is er dus sprake van een ΔE, dat wil zeggen: een te berekenen verschil tussen de electronegativiteiten van die twee atomen.
Er zal dan wat "verplaatsing" zijn van de elektronen tussen de atomen, dus van de elektronen die gemeenschappelijk gebruikt worden. De kant waarnaar deze elektronen verschuiven zal dan een ietsje negatief worden, omdat elektronen nu eenmaal negatief zijn. Die kant van de binding met het atoom met de sterkte aantrekking (de grootste ΔE), zal ietsje negatieve lading krijgen wat we aanduiden met: (δ-).
Aan de andere kant van de binding bevindt zich het atoom met de kleinste elektronegativiteit. Dat is dus het atoom dat zijn elektronen een beetje moet laten vieren, en dat atoom zal dus een ietsje positief worden = (δ+).
Een binding tussen twee zulke atomen heet "polair"
Covalente bindingen kunnen een volledig NIET-POLAIR karakter hebben als er geen sprake is van δ- en δ+.
Als er binnen een covalente binding een zeker verschil bestaat, als de gemeenschappelijke elektronen niet precies in het midden liggen, als er een zekere onevenwichtigheid bestaat van ladingen δ+ en δ-, dan noemt men de binding: POLAIR.
We bekijken het nog eens op een andere manier:
Hoe groter het verschil in elektronegativiteit in E van de elementen van een verbinding, des te meer ionkarakter heeft de binding tussen die elementen.
Zo heeft de stof Al2O3 70% ionkarakter en 30% covalent karakter.
Opdracht 21
Gegeven de moleculen CCl4 NH3 H2O HF.
Wat kun je zeggen over de bindingen in deze moleculen, kijkend naar het verschil in elektronegativiteit?
5. Moleculen
Als 2 of meer atomen covalent aan elkaar worden verbonden, en er vormen zich neutrale deeltjes, dan worden dat "moleculen" genoemd.Het kan dan gaan om verschillende (meestal), maar ook om gelijke atomen (soms).
Opdracht 22
Is keukenzout uit moleculen opgebouwd? Leg je antwoord uit.
Iets over de driedimensionale vorm van moleculen.
Bekijk goed de onderstaande ruimtelijke molecuulmodellen:
De cyclische vorm van glucose
Moleculen zijn opgebouwd uit 2 of meer aan elkaar gekoppelde atomen. Ze bezetten ruimte en hebben een driedemensionale vorm.
Zo zijn er zeer eenvoudige moleculen, zoals H-H (H2). Dit waterstofmolecuul is klein, lineair en symmetrisch.
Maar de meeste moleculen bezetten veel meer ruimte, zijn vaak ook veel groter, zoals glucose.
De elektronenstructuur en radikalen
De elektronenstructuur toont alle valentie-elektronen (puntjes of streepjes) van alle atomen in een deeltje. Normaal krijgt elk atoom acht elektronen = vier elektronenparen (= 4 streepjes). Let op: Het H-atoom is daar de grote uitzondering op. Een waterstofatoom is dik tevreden met twee elektronen (één paar)Opdracht 23
Controleer in elke structuur:
- of het totaal aantal valentie-electronen juist is en
- of de atomen er in geslaagd zijn een stabiele electronenverdeling te realiseren.
Antwoord
Als een deeltje nu een ongepaard elektron heeft is het deeltje zeer reaktief en wordt radicaal genoemd.
Dipolen / dipoolmoleculen
Moleculen kunnen één of meer polaire bindingen bevatten, en ze kunnen al dan niet een dipool zijn. Dat hangt af van de symmetrie van het molecuul (bekijk de voorbeelden)
Voorbeelden:
| CS2 (ΔE = ±0) | CO2 (ΔE = ±1.0) | H2O (ΔE = ±1.3) |
| Covalente bindingen | Covalente bindingen | Covalente bindingen |
| Niet polaire moleculen | Niet polaire moleculen | Polaire moleculen |
| Er is geen dipool | Er is geen dipool | Dipool |
| Er zijn geen δ+ en δ- | Er zijn δ+ en δ- waarvan de zwaartepunten elkaar overlappen | De zwaartepunten van δ+ en δ- overlappen elkaar niet (bevinden zich op afstand van elkaar) |
|
S=C=S
|
O = C = O
δ- δ+ δ- |
δ+
δ+
H H \ / O δ- |
Opdracht 24
Gegeven de moleculen van CCl4 en CH2Cl2, (zie afbeelding) en van NH3, H2O, HF
Welke konklusies kun je trekken als je deze moleculen met elkaar vergelijkt, wat betreft:
- Polariteit
- Dipolen
- Het ionkarakter
Over het algemeen zullen polaire stoffen elkaar aantrekken en in andere polaire oplosmiddelen oplossen (bijvoorbeeld suiker in water).
Net zo kunnen we zeggen dat niet-polaire stoffen elkaar ook aantrekken en in elkaar oplossen (bijvoorbeeld vet in olie).
Polaire en apolaire stoffen mengen niet.
Opdracht 25
Een watermolecuul heeft geen lineaire, maar een driehoekige structuur. De drie atomen liggen dus niet op één lijn. Dit 'kleine' verschil heeft een enorme impact in onze wereld. Stel je eens voor dat het watermolecuul wel lineair zou zijn. Hoe zou de wereld er dan uitzien?
Antwoord
6. Intermoleculaire krachten
Binnen een molecuul heersen dus 'intra-moleculaire' krachten: de verschillende bindingssoorten.Maar er bestaan ook krachten tussen moleculen onderling, die we "intermoleculaire krachten" noemen.
We bespreken hier kort drie types:
6.1 VanderWaalskrachten
De Nederlandse onderzoeker Dr. van der Waals beschreef bepaalde krachten tussen moleculen, krachten waarmee moleculen elkaar aantrekken, vooral als ze polair zijn, maar toch ook als ze a-polair zijn.Met name in het laatste geval, dus aantrekking tussen apolaire moleculen, worden door sommige auteurs de VanderWaalskrachten genoemd. Maar er zijn ook boeken waar de VanderWaalskrachten op zowel de apolaire als op de polaire aantrekking slaan.
Niet eens zo vreselijk belangrijk hoe we ze noemen. Als je maar begrijpt dat er intermoleculaire krachten bestaan. Deeltjes trekken elkaar aan.
VanderWaalskrachten / a-polaire krachten
We kijken nu vooral naar de krachten tussen a-polaire moleculen.
De massas van deeltjes kunnen - als ze elkaar benaderen - ook een zekere polariteit in elkaar veroorzaken (je noemt dat inductie). Die is verantwoordelijk voor tijdelijke dipoolkrachten.
Het gaat hier niet om sterke krachten en ze zijn afhankelijk van het aantal elektronen in de deeltjes en hoe die te polarizeren zijn. Het hangt ook samen met de grootte van de deeltjes.
Algemeen gesproken mogen we zeggen: de VanderWaalskrachten hangen af van de molecuulmassa.
Opdracht 26
De moleculen van de Halogenen hebben lage smeltpunten, maar onderling verschillen die smeltpunten wel.
Maak gebruik van de tabellen en verklaar die verschillen.
Antwoord
6.2 dipoolkrachten
Net als polaire bindingen, hebben ook dipoolmoleculen (worden ook wel kortweg 'dipolen' genoemd) ladinkjes: δ+ (ietsje positief) aan één kant en aan de andere kant δ- (ietsje negatief).Zodra twee moleculen elkaar ontmoeten zal de positieve kant van het ene molecuul de negatieve kant van een ander molecuul aantrekken. De gelijk geladen kanten zullen elkaar afstoten.
|
Opdracht 27 is een actie-opdracht:
[een actie-opdracht moet je in groepjes proberen op te lossen. Soms zijn er opdrachten bij die je als praktikum kunt uitvoeren] Onderstaande reacties ben je al eerder tegen gekomen. De bedoeling is dat je elke reactie behandelt volgens de vragenlijst met de zes vragen.
|
6.3 waterstofbruggen
Waterstofbrug is een andere manier waarom moleculen elkaar kunnen aantrekken en vasthouden.Deze vorm van aantrekking heeft direct te maken met het bestaan van dipoolmoleculen, maar is toch iets meer. Behalve de aanwezigheid van dipoolkrachten is er ook sprake van H-bruggen:
| Een H-atoomδ+ bevindt zich tussen twee δ- -atomen. |
δ- δ+ δ-
O - H - - - O
O - H - - - O
- Het geheel moet een lineaire structuur hebben.
- de aanwezigheid van een Hδ+ is voorwaarde.
- De δ- -atomen moeten aanwezig zijn, waarvan één vaak zuurstof is, maar niet noodzakelijk. (het kan bijvoorbeeld ook Stikstof zijn)
- Die streepjes (- - - ) geven de brug aan: éen elektronenpaar van zuurstof kwam onder de invloedssfeer van het waterstof; zo begint een soort covalente binding te ontstaan.
Ter herinnering:
Verbindingen hebben chemische bindingen en eenzame ongebonden atomen komen in de natuur vrijwel niet voor (uitzondering: edelgassen).
Je mag dus zeggen dat valentie-elektronen in de natuur vrijwel altijd meedoen aan een binding. Om in zo'n binding te komen hebben ze meestal hun energie verlaagd. (maar ook hier zijn uitzonderingen)
Bij chemische reakties zullen altijd atomen van elkaar worden gescheiden en vervolgens gaan ze weer - op een nieuwe manier - aan elkaar koppelen. |
Je kunt ook zeggen:
Bij een chemische reaktie zullen de deeltjes zich op een nieuwe manier groeperen.
of:
Oude bindingen worden verbroken en nieuwe worden gevormd.
Opdracht 28
Is de volgende bewering waar of vals:?
"Normaliter zullen chemische reacties alleen verlopen als de deeltjes elkaar ontmoeten."
Opdracht 29
Kies je antwoord en leg dat antwoord uit:
- een ionbinding
- een polaire covalente binding
- een apolaire covalente binding
- helemaal geen binding