VWO 4
Samenvatting
Chemie Overal Scheikunde:
Hoofdstuk 3; Moleculaire stoffen
Judith Vuijst
CSVVG Vincent van Gogh
, Scheikunde samenvatting Hs 3: Moleculaire stoffen
3.2 De bouw van stoffen
Stroomgeleiding
Om elektrische stroom te geleiden, moeten in een stof geladen deeltjes aanwezig zijn, die vrij kunnen bewegen. Stoffen
zijn in te delen in 3 groepen:
1. Metalen geleiden elektrische stroom id vaste én id vloeibare fase Alleen metaalatomen
2. Zouten geleiden geen elektrische stroom id vaste, maar wel id vloeibare fase Combi metaal en niet-metaal
atoom
3. Moleculaire stoffen geleiden geen elektrische stroom id vaste en id vloeibare fase Alleen niet-metaal atomen
De bouw van vaste stoffen
Id vaste fase zitten bouwstenen dicht op elkaar gestapeld. Als deze in een regelmatig patroon zijn gestapeld, vormen ze
een kristalrooster. Bouwstenen van een kristal bepalen of een stof wel of geen elektrische stroom kan geleiden.
Metalen
Bij metalen zijn metaalatomen gestapeld in een kristalrooster dat metaalrooster wordt genoemd.
In een metaalrooster kunnen door de relatief zwakke aantrekkingskracht van de kern op de buitenste
elektronenschil, elektronen uit de buitenste schil trekken.
Ih metaalrooster ontstaan dan positieve metaalionen, omringd door negatieve vrij bewegende elektronen die
elkaar aantrekken. Binding die zo ontstaat heet metaalbinding (sterk)
Metaal id vaste fase: Metaal id vloeibare fase:
- Geleidt elektrische stroom: elektronen kunnen vrij - metaalionen verliezen vaste plek ih rooster en zijn in staat
bewegen door rooster elektrische stroom te geleiden
- Metaalionen zitten op vaste plekken - Bij vloeibaar metaal zorgen zowel vrije elektronen als
metaalionen voor geleiding
Zouten
De positieve en negatieve ionen van een zout trekken elkaar aan en vormen zo een ionbinding. Het kristalrooster dat zo
ontstaat heet een ionrooster.
Zouten id vaste fase: Zouten id vloeibare fase:
- geleidt geen elektrische stroom doordat ionen op vaste - geleidt wel elektrische stroom doordat ionen id vloeibare fase
plaats ih rooster zitten hun vaste plaats verliezen ih rooster en zich vrij kunnen
bewegen door het gesmolten zout
Moleculaire stoffen
Moleculen ih kristalrooster van een moleculaire stof trekken elkaar aan. Deze aantrekkingskracht, de
vanderwaalskracht, vormt zo de vanderwaalsbinding. Kristalrooster dat zo ontstaat, heet een molecuulrooster.
Moleculaire stoffen zijn opgebouwd uit ongeladen moleculen waardoor ze geen stroom geleiden.
3.3 Binding in moleculen
Naamgeving van moleculaire stoffen
Id naam van een moleculaire stof waarvan de moleculen uit 2 verschillende atoomsoorten bestaan, gebruik je een
voorvoegsel om de index uit de molecuulformule weer te geven. Daarachter plaats je de naam vd atoomsoort. Naam vd
stof eindigt steeds op -ide. Mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, octa.
, Atoombindingen
Om aan de octetregel te voldoen kan een atoom elektronen delen met een ander atoom Symbool Covalentie
en zo de buitenste schil een stabiele edelgasconfiguratie geven. De gedeelde H, F, Cl, Br, I 1
elektronen, het gemeenschappelijk elektronenpaar, houden de kernen bij elkaar. Dit O, S 2
noem je de atoombinding of covalentie binding. Atoombinding bevindt zich tussen de N, P 3
atomen id moleculen. Covalentie van een atoom geeft aantal bindingen weer dat een C, Si 4
atoom kan vormen (atoommodel Bohr).
Lewisstructuren en structuurformules
In Lewisstructuren (puntjes) worden alle atoombindingen getekend en ook de valentie elektronen die geen binding
vormen.
In structuurformules (streepjes) van een molecuul worden alleen de atoombindingen getekend
Polaire en apolaire atoombindingen
Bij apolaire atoombindingen bevindt het paar valentie-elektronen zich even ver bij iedere atoomkern vandaan.
Bij polaire atoombindingen bevindt het paar valentie-elektronen zich op verschillende afstanden vd atoomkern.
Ene atoom trekt dan sterker aan het gemeenschappelijk elektronenpaar dan ’t andere atoom waardoor elektronen vd
atoombinding zich meer aan die kant bevinden. Hierdoor krijgt ’t ene atoom positieve, en ’t andere atoom negatieve
lading. Om te bepalen welk atoomsoort het hardst trekt, kun je gebruikmaken van elektrovalentie (40A). Het atoom met
de hoogste elektronegativiteit trekt het hardst en wordt een beetje negatief geladen. Andere atoom wordt beetje
positief geladen.
Verschil in elektronegativiteit (ΔEN):
˂ 0,4 apolair Cl = 2,8
0,4 – 1,7 polair H = 2,1 -
˃ 1,7 ionbinding ΔEN = 0,7 polair
3.4 Vanderwaalsbinding
Faseovergangen en vanderwaalsbinding
Je kunt de faseovergangen het best begrijpen door uit te gaan van twee elkaar tegenwerkende effecten:
1. De aantrekkingskracht tussen de moleculen zorgt voor de vanderwaalsbinding
2. Een hogere temp houdt in dat moleculen heftiger bewegen (temperatuurbeweging)
Vanderwaalsbinding is de binding tussen moleculen. Des te meer de krachten aan elkaar trekken, des te moeilijker het is
om de moleculen uit elkaar te trekken. Hoe groter de molecuulmassa vd moleculen vd stof, hoe sterker de
vanderwaalsbinding is, en hoe hoger het smelt- kookpunt vd stof. Bij groter contactopp tussen moleculen wordt de
vanderwaalsbinding sterker.
Als een stof smelt verplaatsen moleculen zich en bestaan er nog vanderwaalsbindingen tussen de moleculen. Als een
stof verdampt laten de moleculen los en worden de vanderwaalsbindingen verbroken.
3.5 waterstofbruggen
Kookpunten en molecuulbouw
Moleculaire stoffen waarvan de moleculen een O-H- of een N-H-binding bevatten hebben een hoger kookpunt dan je op
grond van hun molecuulmassa zou verwachten. Bijv:
- Methanol en ethanol hebben één OH-groep. Verschil is dat ethanol extra CH 2-groep heeft. Verschil in kookpunt is maar
13K.
- Ethanol en propaan zijn ong even zwaar. Kookpunt van ethanol is wel hoger doordat ethanol wel een OH-groep heeft.
Samenvatting
Chemie Overal Scheikunde:
Hoofdstuk 3; Moleculaire stoffen
Judith Vuijst
CSVVG Vincent van Gogh
, Scheikunde samenvatting Hs 3: Moleculaire stoffen
3.2 De bouw van stoffen
Stroomgeleiding
Om elektrische stroom te geleiden, moeten in een stof geladen deeltjes aanwezig zijn, die vrij kunnen bewegen. Stoffen
zijn in te delen in 3 groepen:
1. Metalen geleiden elektrische stroom id vaste én id vloeibare fase Alleen metaalatomen
2. Zouten geleiden geen elektrische stroom id vaste, maar wel id vloeibare fase Combi metaal en niet-metaal
atoom
3. Moleculaire stoffen geleiden geen elektrische stroom id vaste en id vloeibare fase Alleen niet-metaal atomen
De bouw van vaste stoffen
Id vaste fase zitten bouwstenen dicht op elkaar gestapeld. Als deze in een regelmatig patroon zijn gestapeld, vormen ze
een kristalrooster. Bouwstenen van een kristal bepalen of een stof wel of geen elektrische stroom kan geleiden.
Metalen
Bij metalen zijn metaalatomen gestapeld in een kristalrooster dat metaalrooster wordt genoemd.
In een metaalrooster kunnen door de relatief zwakke aantrekkingskracht van de kern op de buitenste
elektronenschil, elektronen uit de buitenste schil trekken.
Ih metaalrooster ontstaan dan positieve metaalionen, omringd door negatieve vrij bewegende elektronen die
elkaar aantrekken. Binding die zo ontstaat heet metaalbinding (sterk)
Metaal id vaste fase: Metaal id vloeibare fase:
- Geleidt elektrische stroom: elektronen kunnen vrij - metaalionen verliezen vaste plek ih rooster en zijn in staat
bewegen door rooster elektrische stroom te geleiden
- Metaalionen zitten op vaste plekken - Bij vloeibaar metaal zorgen zowel vrije elektronen als
metaalionen voor geleiding
Zouten
De positieve en negatieve ionen van een zout trekken elkaar aan en vormen zo een ionbinding. Het kristalrooster dat zo
ontstaat heet een ionrooster.
Zouten id vaste fase: Zouten id vloeibare fase:
- geleidt geen elektrische stroom doordat ionen op vaste - geleidt wel elektrische stroom doordat ionen id vloeibare fase
plaats ih rooster zitten hun vaste plaats verliezen ih rooster en zich vrij kunnen
bewegen door het gesmolten zout
Moleculaire stoffen
Moleculen ih kristalrooster van een moleculaire stof trekken elkaar aan. Deze aantrekkingskracht, de
vanderwaalskracht, vormt zo de vanderwaalsbinding. Kristalrooster dat zo ontstaat, heet een molecuulrooster.
Moleculaire stoffen zijn opgebouwd uit ongeladen moleculen waardoor ze geen stroom geleiden.
3.3 Binding in moleculen
Naamgeving van moleculaire stoffen
Id naam van een moleculaire stof waarvan de moleculen uit 2 verschillende atoomsoorten bestaan, gebruik je een
voorvoegsel om de index uit de molecuulformule weer te geven. Daarachter plaats je de naam vd atoomsoort. Naam vd
stof eindigt steeds op -ide. Mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, octa.
, Atoombindingen
Om aan de octetregel te voldoen kan een atoom elektronen delen met een ander atoom Symbool Covalentie
en zo de buitenste schil een stabiele edelgasconfiguratie geven. De gedeelde H, F, Cl, Br, I 1
elektronen, het gemeenschappelijk elektronenpaar, houden de kernen bij elkaar. Dit O, S 2
noem je de atoombinding of covalentie binding. Atoombinding bevindt zich tussen de N, P 3
atomen id moleculen. Covalentie van een atoom geeft aantal bindingen weer dat een C, Si 4
atoom kan vormen (atoommodel Bohr).
Lewisstructuren en structuurformules
In Lewisstructuren (puntjes) worden alle atoombindingen getekend en ook de valentie elektronen die geen binding
vormen.
In structuurformules (streepjes) van een molecuul worden alleen de atoombindingen getekend
Polaire en apolaire atoombindingen
Bij apolaire atoombindingen bevindt het paar valentie-elektronen zich even ver bij iedere atoomkern vandaan.
Bij polaire atoombindingen bevindt het paar valentie-elektronen zich op verschillende afstanden vd atoomkern.
Ene atoom trekt dan sterker aan het gemeenschappelijk elektronenpaar dan ’t andere atoom waardoor elektronen vd
atoombinding zich meer aan die kant bevinden. Hierdoor krijgt ’t ene atoom positieve, en ’t andere atoom negatieve
lading. Om te bepalen welk atoomsoort het hardst trekt, kun je gebruikmaken van elektrovalentie (40A). Het atoom met
de hoogste elektronegativiteit trekt het hardst en wordt een beetje negatief geladen. Andere atoom wordt beetje
positief geladen.
Verschil in elektronegativiteit (ΔEN):
˂ 0,4 apolair Cl = 2,8
0,4 – 1,7 polair H = 2,1 -
˃ 1,7 ionbinding ΔEN = 0,7 polair
3.4 Vanderwaalsbinding
Faseovergangen en vanderwaalsbinding
Je kunt de faseovergangen het best begrijpen door uit te gaan van twee elkaar tegenwerkende effecten:
1. De aantrekkingskracht tussen de moleculen zorgt voor de vanderwaalsbinding
2. Een hogere temp houdt in dat moleculen heftiger bewegen (temperatuurbeweging)
Vanderwaalsbinding is de binding tussen moleculen. Des te meer de krachten aan elkaar trekken, des te moeilijker het is
om de moleculen uit elkaar te trekken. Hoe groter de molecuulmassa vd moleculen vd stof, hoe sterker de
vanderwaalsbinding is, en hoe hoger het smelt- kookpunt vd stof. Bij groter contactopp tussen moleculen wordt de
vanderwaalsbinding sterker.
Als een stof smelt verplaatsen moleculen zich en bestaan er nog vanderwaalsbindingen tussen de moleculen. Als een
stof verdampt laten de moleculen los en worden de vanderwaalsbindingen verbroken.
3.5 waterstofbruggen
Kookpunten en molecuulbouw
Moleculaire stoffen waarvan de moleculen een O-H- of een N-H-binding bevatten hebben een hoger kookpunt dan je op
grond van hun molecuulmassa zou verwachten. Bijv:
- Methanol en ethanol hebben één OH-groep. Verschil is dat ethanol extra CH 2-groep heeft. Verschil in kookpunt is maar
13K.
- Ethanol en propaan zijn ong even zwaar. Kookpunt van ethanol is wel hoger doordat ethanol wel een OH-groep heeft.
