Hoofdstuk 3 Stoffen en reacties

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

Wat is elektrische stroom? Letterlijk: transport van geladen deeltjes Er zijn twee mogelijkheden: Elektronen die door een draad bewegen (natuurkunde) Ionen (alleen in vloeibare fase of in oplossingen)

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

Moleculaire stoffen Bestaan alleen uit niet-metaal atomen Bevatten atoombindingen Geleiden nooit stroom Voorbeelden: Aardgas CH4 Zuurstof O2 Glucose C6H12O6

Verbinding Als de atomen verschillend zijn Bijvoorbeeld: NO2 Stikstofdioxide http://vimeo.com/4433312

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

Voorbeelden 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

Geleiding in vloeibare toestand Soort stof Bouwstenen Geleiding in vaste toestand Geleiding in vloeibare toestand Formule Moleculair Ongeladen moleculen Nee niet-metalen Zouten Ionen Ja metaal-/niet-metaal Metalen vrije elektronen metalen

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

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

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

Binding in moleculen

Molecuulformule Aan een molecuulformule kun je zien hoeveel en welke atomen aan elkaar zijn gebonden. Bijvoorbeeld : coëfficent Water: notatie :3 H2O 3 moleculen water die elk bestaan uit 2 waterstof en 1 zuurstofatoom index

Systematische naamgeving Moleculaire stoffen Wat is de chemische naam van water? H2O Het eerste symbool = volledige naam = waterstof Het tweede symbool krijgt het achtervoegsel ide = oxide

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

H2O diwaterstof(mono-)oxide Tweede symbool Naam O oxide S sulfide N nitride P fosfide Se selenide Voorbeeld 1: H2O diwaterstof(mono-)oxide

Voorbeeld 2 Systematische naam PCl5 Index P-atoom: 1  (mono) Index Cl-atoom: 5  penta De naam wordt dan: (mono)waterstofpentachloride

Voorbeeld 3 Systematische naam P2O5 Index P-atoom: 2  di Index O-atoom: 5  penta De naam wordt dan difosforpentaoxide telwoord- atoomsoort- telwoord-atoomsoort-ide

Voorbeeld 4 As2Br3 As = niet-metaal Br = niet-metaal Index As = 2  di Index Br = 3  tri Naam: diarseentribromide

Triviale namen Naam formule Glucose C6H12O6 Methaan CH4 Water H2O Waterstofperoxide H2O2

3.3 Atoombindingen

Structuurformule Kun je zien hoe de atomen in een molecuul zijn gebonden Atoombindingen worden aangegeven met streepjes. Een atoombinding wordt ook wel covalente binding genoemd.

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

Structuurformules 2- methylbutaan pentaan

Atoom(covalente)binding 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.

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-.

Meervoudige bindingen 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

etheen

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

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

Het tekenen van een lewisstructuur Tekenen van Lewisstructuren

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 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 atoombinding In 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 atoombinding 0,4 < ΔEN < 1,7 polaire atoombinding ΔEN > 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 rol Bijvoorbeeld: verdampen Als een stof verdampt worden de Fvdw verbroken. De atoombindingen blijven heel. Bij een chemische reactie worden er ook atoombindingen verbroken.

Kookpunten moleculaire stoffen 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?

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

Waterstofbruggen 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.

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

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

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

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 % 27,97693 29Si 4,67 % 28,97650 Si 3,10 % x De gemiddelde atoommassa van silicum is 28,08551 u. Bereken de massa van deze derde isotoop.