Hoofdstuk 3

Stoffen en reacties

Stoffen kunnen worden ingedeeld in groepen door te kijken naar het elektrisch geleidend vermogen.

Elektrisch geleidingsvermogen en naamgeving

Letterlijk: transport van geladen deeltjes

Er zijn twee mogelijkheden:

1) Elektronen die door een draad bewegen (natuurkunde)

2) Ionen

(alleen in vloeibare fase of in oplossingen)

Wat is elektrische stroom?

Moleculaire stoffen (niet- metalen) Zouten (metaal + niet- metaal) Metalen (metalen)

Drie groepen

Bestaan alleen uit niet-metaal atomen Bevatten atoombindingen Geleiden nooit stroom Voorbeelden:

Aardgas CH4

Zuurstof O2

Glucose C6H12O6

Moleculaire stoffen

Als de atomen verschillend zijn

Bijvoorbeeld:

NO2 Stikstofdioxide

http://vimeo.com/4433312

Verbinding

Opstelling:

Zuiver water is een moleculaire stof en kan geen stroom geleiden.

Kaarsvet bestaat uit stearinezuur en heeft de volgende formule: C17H35COOH Kan gesmolten kaarsvet stroom geleiden?

Oplossing Kijk naar de formule van kaarsvet: Kijk met behulp van Binas tabel 99 of de atomen in

kaarsvet niet-metalen zijn Ja C = niet metaal H= niet metaal O = niet metaal Kaarsvet is moleculair kan dus geen stroom geleiden

Voorbeelden

Soort stof Bouwstenen

Geleiding in

vaste toestand

Geleiding in vloeibare toestand

Formule

Moleculair Ongeladen

moleculen

Nee Nee niet-metalen

Zouten Ionen Nee Ja metaal-/niet-metaal

Metalen vrije elektronen Ja Ja metalen

Molecuulrooster De molecuulstructuur bepaalt de vorm van het

rooster

Bouw van moleculaire stoffen

Bevatten positieve ionen en negatieve ionen Sterke binding door ladingsverschil Ionrooster

Bouw van zouten

Metaalrooster Elektronen bewegen zich vrij langs de positieve

metaal- ionen

Bouw van metalen

ff_metallbindung.exe

Binding in moleculen

Aan een molecuulformule kun je zien hoeveel en welke atomen aan elkaar zijn gebonden.Bijvoorbeeld : coëfficentWater: notatie :3 H2O

3 moleculen water die elk bestaan uit 2 waterstof en 1 zuurstofatoom

Molecuulformule

index

Wat is de chemische naam van water?

H2O

Het eerste symbool = volledige naam

= waterstof

Het tweede symbool krijgt het achtervoegsel ide

= oxide

Systematische naamgevingMoleculaire stoffen

De index 2 in de molecuulformule geven we aan met een voorvoegsel di

(BINAS 66C): diwaterstof

Systematische naamgeving

INDEX voorvoegsel

1 mono

2 di

3 tri

4 tetra

5 penta

6 hexa

Tweede symbool Naam

O oxide

S sulfide

N nitride

P fosfide

Se selenide

Voorbeeld 1:

H2O diwaterstof(mono-)oxide

Systematische naam PCl5

Index P-atoom: 1 (mono) Index Cl-atoom: 5 penta De naam wordt dan:

(mono)waterstofpentachloride

Voorbeeld 2

Systematische naam P2O5

Index P-atoom: 2 di Index O-atoom: 5 penta De naam wordt dan difosforpentaoxide

telwoord- atoomsoort- telwoord-atoomsoort-ide

Voorbeeld 3

As2Br3

As = niet-metaal Br = niet-metaal Index As = 2 di Index Br = 3 tri Naam: diarseentribromide

Voorbeeld 4

Naam formule

Glucose C6H12O6

Methaan CH4

Water H2O

Waterstofperoxide H2O2

Triviale namen

3.3 Atoombindingen

Kun je zien hoe de atomen in een molecuul zijn gebonden

Atoombindingen worden aangegeven met streepjes.

Een atoombinding wordt ook wel covalente binding genoemd.

Structuurformule

Getal dat aangeeft hoeveel atoombindingen een atoomsoort kan vormen.Elementen CovalentieH , F, I, Cl , Br 1

O 2 N 3 C 4

Covalentie

Structuurformules

pentaan 2- methylbutaan

Elk atoom levert per atoombinding 1e-.

De 2e- samen noemt men het:

bindings- of gemeenschappelijk e- - paar

Als moleculen kapot gaan worden er atoombindingen verbroken.

Atoom(covalente)binding

ion versus covalente atoombinding

Waterstof heeft maar 1e- dus kan ook nooit meer dan 1 binding vormen.

Alleen de e- in de buitenste schil spelen een rol, deze e- noemt de valentie-e-.

Een koolstofatoom heeft covalentie 4. Er moeten dus altijd vier bindingen om heen getekend worden, dit heeft soms tot gevolg dat er een meervoudige binding ontstaat.

Voorbeelden:

Etheen (C2H4)

HCN

Meervoudige bindingen

etheen

8 elektronen in de buitenste schil zorgt voor verhoogde stabiliteit

Alleen de valentie- elektronen (elektronen in de buitenste baan) spelen hierbij een rol

Lewisstructuren

Een Lewisstructuur tekenen gaat op dezelfde manier als een structuurformule, alleen moet je ook rekening houden met vrije elektronenparen.

Stappen Lewisstructuur:

- Bereken hoeveel valentie-elektronen het molecuul heeft

- Deel dit aantal door 2= aantal paren- Teken per 2- tal één atoombinding en zorg dat de octet-regel klopt- Let op de covalentie van de verschillende atoomsoorten

Tekenen van Lewisstructuren

Het tekenen van een lewisstructuur

Wat is elektronegativiteit?

Elektronegativiteit is een getal dat aangeeft hoe sterk een atoom elektronen aantrekt.

Hoe groter de elektronegativiteit, hoe sterker een atoom elektronen aantrekt.

De elektronegativiteit kun je opzoeken in binas-tabel 40A.

De atoombinding tussen twee atomen in een moleculaire stof wordt gevormd door een gemeenschappelijk elektronenpaar tussen die twee atomen. Als voorbeeld kiezen we de atoombinding in een HCl-molecuul:

Uit tabel 40A blijkt dat de EN van chloor 2,8 bedraagt. De EN van waterstof is 2,1.Het chlooratoom trekt dus sterker aan de e- in de atoombinding dan het waterstofatoom.

We kunnen dit schematisch weergeven door middel van een pijl. :Deze pijl loopt evenwijdig aan de atoombinding en wijst naar het meest elektronegatieve atoom

Polaire atoombindingIn het voorbeeld hierboven zag je dat het verschil in EN (ΔEN) tussen de twee atomen 0,7 was.We noemen de atoombinding in een HCl-molecuul daarom ook wel een:polaire atoombinding omdat ΔEN groter is dan 0,4.

Het verschil in elektronegativiteit tussen twee atomen geeft dus aan met voor een soort atoombinding je te maken hebt. Een verschil groter dan 0,4 duidt op een polaire atoombinding

ONTHOUD:ΔEN ≤ 0,4 gewone atoombinding0,4 < ΔEN < 1,7 polaire atoombindingΔEN > 1,7 ionbinding

Vanderwaalsbindingen

VanderWaalsbindingen

Aantrekkende krachten tussen moleculen: cohesie.

Er geldt in het algemeen:Hoe groter de molecuulmassa, hoe sterker de Vanderwaalsbindingen, hoe hoger het smelt,- kookpunt.

Fase-overgangen

Bij een fase-overgang spelen alleen de Fvdw een rolBijvoorbeeld: verdampenAls een stof verdampt worden de Fvdw verbroken. De atoombindingen blijven heel.

Bij een chemische reactie worden er ook atoombindingen verbroken.

CH4 heeft een massa van 16 u en een kookpunt van 112K

H2O heeft een massa van 18 u en een kookpunt van 373 K

Hoe kunnen we dit verklaren?

Kookpunten moleculaire stoffen

Moleculen met een ladingsverdeling noemen we polair ofwel dipoolmoleculen.

Tussen de dipoolmoleculen zit een dipool- dipoolbinding.

Sterker dan Vanderwaals

Polaire moleculen

Extra binding TUSSEN de moleculen. Kan aanwezig als 0,4 < ΔEN < 1,7, dus

wanneer er een polaire atoombinding is gevormd tussen twee atomen.

Bij O-H en N- H.

Waterstofbruggen

Moleculen zonder polaire atoombindingen zijn altijd apolair. Er bestaan echter ook stoffen met polaire atoombindingen die toch apolair zijn.

Hoe kan dit?

Apolaire moleculen

In een molecuul:- Atoombinding (polair of apolair)

Tussen moleculen:- Vanderwaals (altijd)- dipool- dipoolbinding (polaire moleculen)- waterstofbrug (OH of NH)

Bindingen

KookpuntMethanal wordt meestal bereid uit methanol. Het kookpunt van methanal (254 K) is aanmerkelijk lager dan het kookpunt van methanol (338 K).

Verklaar het verschil in kookpunt aan de hand van de gegeven structuren

Chloor is bij kamertemperatuur een gas met formule Cl2.

We koelen chloorgas af tot het vloeibaar wordt.

1 Leg uit welke bindingstypen voorkomen in vloeibaar chloor.

Water is bij kamertemperatuur een vloeistof met formule H2O.

2 Welke bindingstypen komen voor in vloeibaar water?

3 Teken drie moleculen van vloeibaar water. Geef in je tekening de in vorige vraag genoemde bindingstypen aan.4 De molecuulmassa van chloor is bijna vier maal zo groot als de molecuulmassa van water. Toch is water bij kamertemperatuur een vloeistof en chloor een gas. Geef hiervoor een verklaring.

Silicium komt in de natuur voor als een mengsel drie isotopen:

Isotoop Percentage massa (u)28Si 92,23 % 27,9769329Si 4,67 % 28,97650 Si 3,10 % x

De gemiddelde atoommassa van silicum is 28,08551 u.Bereken de massa van deze derde isotoop.