De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

Hoofdstuk 3 Stoffen en reacties.  Stoffen kunnen worden ingedeeld in groepen door te kijken naar het elektrisch geleidend vermogen. Elektrisch geleidingsvermogen.

Verwante presentaties


Presentatie over: "Hoofdstuk 3 Stoffen en reacties.  Stoffen kunnen worden ingedeeld in groepen door te kijken naar het elektrisch geleidend vermogen. Elektrisch geleidingsvermogen."— Transcript van de presentatie:

1 Hoofdstuk 3 Stoffen en reacties

2  Stoffen kunnen worden ingedeeld in groepen door te kijken naar het elektrisch geleidend vermogen. Elektrisch geleidingsvermogen en naamgeving

3  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?

4  Moleculaire stoffen (niet- metalen)  Zouten (metaal + niet- metaal)  Metalen (metalen) Drie groepen

5  Bestaan alleen uit niet-metaal atomen  Bevatten atoombindingen  Geleiden nooit stroom  Voorbeelden: Aardgas CH 4 Zuurstof O2O2 Glucose C 6 H 12 O 6 Moleculaire stoffen

6  Als de atomen verschillend zijn Bijvoorbeeld: NO 2 Stikstofdioxide Verbinding

7  Opstelling: Zuiver water is een moleculaire stof en kan geen stroom geleiden.

8  Kaarsvet bestaat uit stearinezuur en heeft de volgende formule: C 17 H 35 COOH 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

9 Soort stofBouwstenen Geleiding in vaste toestand Geleiding in vloeibare toestand Formule MoleculairOngeladen moleculen Nee niet-metalen ZoutenIonenNeeJametaal-/niet- metaal Metalenvrije elektronenJa metalen

10

11  Molecuulrooster  De molecuulstructuur bepaalt de vorm van het rooster Bouw van moleculaire stoffen

12  Bevatten positieve ionen en negatieve ionen  Sterke binding door ladingsverschil  Ionrooster Bouw van zouten

13  Metaalrooster  Elektronen bewegen zich vrij langs de positieve metaal- ionen Bouw van metalen

14

15 Binding in moleculen

16  Aan een molecuulformule kun je zien hoeveel en welke atomen aan elkaar zijn gebonden. Bijvoorbeeld : coëfficent Water: notatie :3 H2OH2O 3 moleculen water die elk bestaan uit 2 waterstof en 1 zuurstofatoom Molecuulformule index

17  Wat is de chemische naam van water? H 2 O Het eerste symbool= volledige naam = waterstof Het tweede symbool krijgt het achtervoegsel ide = oxide Systematische naamgeving Moleculaire stoffen

18  De index 2 in de molecuulformule geven we aan met een voorvoegsel di (BINAS 66C): diwaterstof Systematische naamgeving INDEXvoorvoegsel 1 mono 2 di 3 tri 4 tetra 5 penta 6 hexa

19 Tweede symboolNaam Ooxide Ssulfide Nnitride Pfosfide Seselenide Voorbeeld 1: H 2 O diwaterstof(mono-)oxide

20  Systematische naam PCl 5  Index P-atoom: 1  (mono)  Index Cl-atoom: 5  penta  De naam wordt dan: (mono)waterstofpentachloride Voorbeeld 2

21  Systematische naam P 2 O 5  Index P-atoom: 2  di  Index O-atoom: 5  penta  De naam wordt dan difosforpentaoxide telwoord- atoomsoort- telwoord-atoomsoort-ide Voorbeeld 3

22  As 2 Br 3  As = niet-metaal  Br = niet-metaal  Index As = 2  di  Index Br = 3  tri  Naam: diarseentribromide Voorbeeld 4

23 Naamformule GlucoseC 6 H 12 O 6 MethaanCH 4 WaterH2OH2O WaterstofperoxideH2O2H2O2 Triviale namen

24 3.3 Atoombindingen

25  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

26 Getal dat aangeeft hoeveel atoombindingen een atoomsoort kan vormen. ElementenCovalentie H, F, I, Cl, Br 1 O 2 O 2 N 3 N 3 C 4 C 4 Covalentie

27 Structuurformules pentaan 2- methylbutaan

28  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

29 ion versus covalente atoombinding

30

31 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 -.

32  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 (C 2 H 4 ) HCN Meervoudige bindingen

33 etheen

34  8 elektronen in de buitenste schil zorgt voor verhoogde stabiliteit  Alleen de valentie- elektronen (elektronen in de buitenste baan) spelen hierbij een rol Lewisstructuren

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

36 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

37

38

39

40  Tekenen van Lewisstructuren Tekenen van Lewisstructuren Het tekenen van een lewisstructuur

41 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.

42 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:

43 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.

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

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

46 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

47 ONTHOUD: ΔEN ≤ 0,4 gewone atoombinding 0,4 < ΔEN < 1,7 polaire atoombinding ΔEN > 1,7 ionbinding

48 Vanderwaalsbindingen

49 VanderWaalsbindingen  Aantrekkende krachten tussen moleculen: cohesie.  Er geldt in het algemeen: Hoe groter de molecuulmassa, hoe sterker de Vanderwaalsbindingen, hoe hoger het smelt,- kookpunt.

50 Fase-overgangen  Bij een fase-overgang spelen alleen de F vdw een rol Bijvoorbeeld: verdampen Als een stof verdampt worden de F vdw verbroken. De atoombindingen blijven heel. Bij een chemische reactie worden er ook atoombindingen verbroken.

51  CH 4 heeft een massa van 16 u en een kookpunt van 112K  H 2 O heeft een massa van 18 u en een kookpunt van 373 K Hoe kunnen we dit verklaren? Kookpunten moleculaire stoffen

52  Moleculen met een ladingsverdeling noemen we polair ofwel dipoolmoleculen.  Tussen de dipoolmoleculen zit een dipool- dipoolbinding.  Sterker dan Vanderwaals Polaire moleculen

53  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

54

55

56  Moleculen zonder polaire atoombindingen zijn altijd apolair. Er bestaan echter ook stoffen met polaire atoombindingen die toch apolair zijn.  Hoe kan dit? Apolaire moleculen

57

58

59  In een molecuul: -Atoombinding (polair of apolair)  Tussen moleculen: -Vanderwaals (altijd) -dipool- dipoolbinding (polaire moleculen) -waterstofbrug (OH of NH) Bindingen

60 Kookpunt Methanal 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

61 Chloor is bij kamertemperatuur een gas met formule Cl 2. 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 H 2 O. 2 Welke bindingstypen komen voor in vloeibaar water?

62 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.

63 Silicium komt in de natuur voor als een mengsel drie isotopen: IsotoopPercentagemassa (u) 28 Si92,23 %27, Si4,67 %28,97650 Si3,10 % x De gemiddelde atoommassa van silicum is 28,08551 u. Bereken de massa van deze derde isotoop.


Download ppt "Hoofdstuk 3 Stoffen en reacties.  Stoffen kunnen worden ingedeeld in groepen door te kijken naar het elektrisch geleidend vermogen. Elektrisch geleidingsvermogen."

Verwante presentaties


Ads door Google