niet-metaal

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:
1) Elektronen die door een draad bewegen
(natuurkunde)
2) 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
vaste
toestand
Geleiding in
vloeibare
toestand
Formule
Soort stof
Bouwstenen
Moleculair
Ongeladen
moleculen
Nee
Nee
niet-metalen
Zouten
Ionen
Nee
Ja
metaal-/nietmetaal
Metalen
vrije elektronen
Ja
Ja
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
index
waterstof en 1 zuurstofatoom
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
Tweede symbool
O
Naam
oxide
S
N
P
Se
sulfide
nitride
fosfide
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
H 2O
Waterstofperoxide
H 2O2
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
pentaan
2- methylbutaan
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 enoemt 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. De EN van waterstof is 2,1.
Het chlooratoom trekt dus sterker aan de ein 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 HClmolecuul 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 dipooldipoolbinding.
 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.