Chemie Overal 4 VWO ||| Samenvatting H3: Moleculaire stoffen
H3 | Moleculaire stoffen
3.1 De bouw van stoffen
Stoffen en hun eigenschappen
Om stoffen in te delen in groepen kun je gebruikmaken van de stofeigenschap stroomgeleiding. Niet
alle stoffen kunnen stroom geleiden, sommige stoffen zijn zeer goede stroomgeleiders, andere
stoffen zijn goede isolatoren.
Stroomgeleiding
Stroomgeleiding is een stofeigenschap op macroniveau. Om een elektrische stroom te geleiden,
moeten in een stof geladen deeltjes aanwezig zijn die vrij kunnen bewegen.
Je kunt stoffen indelen in drie groepen:
1) Stoffen die zowel in de vaste als vloeibare fase stroom geleiden. Deze bestaan alleen uit
metaalatomen en zijn metalen.
2) Stoffen die alleen in de vloeibare fase elektrische stroom geleiden. Er is bij deze stoffen een
combinatie van metaalatomen en niet-metalen. Deze stoffen worden zouten genoemd.
3) Stoffen die niet in de vaste en vloeibare fase elektrische stroom geleiden. Dit zijn
moleculaire stoffen die alleen maar bestaan uit niet-metaalatomen.
De bouw van vaste stoffen
In de vaste fase zitten de bouwstenen van een stof dicht op elkaar gestapeld. Als deze bouwstenen
in een regelmatig patroon zijn gestapeld, vormen ze een kristalrooster. De bouwstenen van een
kristal bepalen of een stof wel of geen elektrische stroom kan geleiden.
Metalen
Bij metalen zijn de metaalatomen gestapeld in een kristalrooster dat
metaalrooster wordt genoemd. De aantrekkingskracht op de valentie-
elektronen is minder groot dan de schillen dichter bij de kern. In het
metaalrooster ontstaan dan positieve metaalionen, omringd door negatieve
vrij bewegende elektronen.
De positieve metaalionen en de negatieve vrije elektronen trekken elkaar aan.
De binding die zo ontstaat, noem je de metaalbinding. De meeste metalen
hebben een hoog smeltpunt, omdat de metaalbinding sterk is.
Metalen geleiden in de vloeibare en vaste fase de elektrische stroom, door de
vrije beweging van elektronen in het metaalrooster.
Zouten
Zouten bestaan uit positieve en negatieve ionen die elkaar aantrekken en een
ionbinding vormen. Een zout geleidt alleen in de vloeibare fase de
elektrische stroom, doordat ionen hun vaste plaats verliezen in het
ionrooster, het kristalrooster van zouten.
Moleculaire stoffen
Een moleculaire stof geleidt in de vaste en vloeibare fase geen elektrische
stroom, omdat ze zijn opgebouwd uit ongeladen moleculen. De moleculen in
het kristalrooster van een moleculaire stof trekken elkaar aan en deze
aantrekkingskracht, de vanderwaalskracht, vormt zo de vanderwaals-
binding. Het kristalrooster dat ontstaat heet een molecuulrooster.
3.2 Binding in moleculen
IUPAC
Alle miljoenen moleculen moeten een naam hebben. Door de International Union of Pure and
Applied Chemistry, de IUPAC, zijn regels opgesteld voor de systematische naamgeving in de
scheikunde.
1
, Chemie Overal 4 VWO ||| Samenvatting H3: Moleculaire stoffen
Naamgeving van moleculaire stoffen
Bij de naamgeving van moleculen geef je het aantal atomen in het molecuul aan
met numerieke voorvoegsels uit BINAS tabel 66C.
Heb je maar één atoom van de eerste atoomsoort in de formule, dan laat je het
voorvoegsel mono weg. Als er van de atoomsoort die niet vooraan staat in de
formule maar één atoom aanwezig is, dan moet je mono wel opschrijven.
Atoombindingen
Als je de naam van een moleculaire stof kent, weet je nog niets over de bouw
van het molecuul. Daarvoor moet je weten hoe de binding tussen de atomen in het molecuul tot
stand komt. Je gebruikt hiervoor het atoommodel van Bohr en de octetregel.
Een atoom kan een elektron afstaan of opnemen. De twee gedeelde elektronen, het
gemeenschappelijk elektronenpaar, houden de kernen bij elkaar. Dit noem je een atoombinding of
covalente binding. Deze binding is heel sterk en het kost veel energie om deze te verbreken.
Het aantal elektronen dat een atoom beschikbaar heeft voor de atoombinding
noem je de covalentie van een atoom. Om de covalentie te weten, bepaal je
meestal het aantal elektronen dat er te weinig is ten opzichte van de
dichtstbijzijnde edelgasconfiguratie (zie periodiek systeem).
Structuurformules
De bouw van een molecuul wordt meestal weergegeven met behulp van een structuurformule. In
een structuurformule teken je alle atoombindingen (aangeven met een streepje). Als niet alle
bindingsmogelijkheden van een atoom worden gebruikt, heeft dit tot gevolg dat er meer dan één
binding tussen twee atomen optreedt (dubbele binding).
Veel moleculaire stoffen zijn koolstofverbindingen. Dit zijn stoffen met een ‘skelet’ van
koolstofatomen waaraan bijvoorbeeld waterstof-, zuurstofatomen zijn gebonden.
Polaire en apolaire atoombindingen
Als elektronen van het gemeenschappelijk elektronenpaar zich even dicht bij het ene als het
andere atoom bevinden, noem je die atoombinding apolair.
Is het zo dat elektronen van de atoombinding zich meer bij het ene atoom bevinden dan bij het
andere atoom, dan krijgt het atoom waar de elektronen het dichtste bij zijn een kleine negatieve
lading (δ-). Het andere atoom krijgt een kleine positieve lading (δ+). De kleine lading die atomen
op deze manier krijgen heet partiële lading. De atoombinding noem je een polaire atoombinding.
Om te bepalen welke atoomsoort het sterkst aan de elektronen trekt, gebruik je de elektron-
negativiteit. Dit is de maat voor de kracht waarmee een atoom de elektronen van de atoombinding
aantrekt. Het atoom met de hoogste elektronegativiteit trekt sterker aan de elektronen en is dus
een beetje negatief geladen. Het andere atoom is dan een beetje positief geladen.
Het verschil in elektronegativiteit (∆𝐸𝑁):
● ∆𝐸𝑁 tussen 0,4 en 1,7 dan is de atoombinding polair.
● ∆𝐸𝑁 kleiner dan 0,4, noem je de atoombinding apolair.
● ∆𝐸𝑁 boven de 1,7, dan spreek je niet meer van een atoombinding, maar van een ionbinding.
3.3 Binding tussen moleculen
Vanderwaalsbinding en faseovergang
Je kunt faseovergangen het beste begrijpen door uit te gaan van twee elkaar tegenwerkende
effecten:
1) de aantrekkingskracht tussen de moleculen zorgt voor de vanderwaalsbinding;
2) een hogere temperatuur houdt in dat moleculen heftiger bewegen, de zogenaamde
temperatuurbeweging.
Het smelt- en kookpunt van een moleculaire stof hangt samen met de sterkte van de
vanderwaalsbinding. Hoe sterker de vanderwaalsbinding, hoe hoger het kookpunt en hoe groter het
molecuul is.
2
H3 | Moleculaire stoffen
3.1 De bouw van stoffen
Stoffen en hun eigenschappen
Om stoffen in te delen in groepen kun je gebruikmaken van de stofeigenschap stroomgeleiding. Niet
alle stoffen kunnen stroom geleiden, sommige stoffen zijn zeer goede stroomgeleiders, andere
stoffen zijn goede isolatoren.
Stroomgeleiding
Stroomgeleiding is een stofeigenschap op macroniveau. Om een elektrische stroom te geleiden,
moeten in een stof geladen deeltjes aanwezig zijn die vrij kunnen bewegen.
Je kunt stoffen indelen in drie groepen:
1) Stoffen die zowel in de vaste als vloeibare fase stroom geleiden. Deze bestaan alleen uit
metaalatomen en zijn metalen.
2) Stoffen die alleen in de vloeibare fase elektrische stroom geleiden. Er is bij deze stoffen een
combinatie van metaalatomen en niet-metalen. Deze stoffen worden zouten genoemd.
3) Stoffen die niet in de vaste en vloeibare fase elektrische stroom geleiden. Dit zijn
moleculaire stoffen die alleen maar bestaan uit niet-metaalatomen.
De bouw van vaste stoffen
In de vaste fase zitten de bouwstenen van een stof dicht op elkaar gestapeld. Als deze bouwstenen
in een regelmatig patroon zijn gestapeld, vormen ze een kristalrooster. De bouwstenen van een
kristal bepalen of een stof wel of geen elektrische stroom kan geleiden.
Metalen
Bij metalen zijn de metaalatomen gestapeld in een kristalrooster dat
metaalrooster wordt genoemd. De aantrekkingskracht op de valentie-
elektronen is minder groot dan de schillen dichter bij de kern. In het
metaalrooster ontstaan dan positieve metaalionen, omringd door negatieve
vrij bewegende elektronen.
De positieve metaalionen en de negatieve vrije elektronen trekken elkaar aan.
De binding die zo ontstaat, noem je de metaalbinding. De meeste metalen
hebben een hoog smeltpunt, omdat de metaalbinding sterk is.
Metalen geleiden in de vloeibare en vaste fase de elektrische stroom, door de
vrije beweging van elektronen in het metaalrooster.
Zouten
Zouten bestaan uit positieve en negatieve ionen die elkaar aantrekken en een
ionbinding vormen. Een zout geleidt alleen in de vloeibare fase de
elektrische stroom, doordat ionen hun vaste plaats verliezen in het
ionrooster, het kristalrooster van zouten.
Moleculaire stoffen
Een moleculaire stof geleidt in de vaste en vloeibare fase geen elektrische
stroom, omdat ze zijn opgebouwd uit ongeladen moleculen. De moleculen in
het kristalrooster van een moleculaire stof trekken elkaar aan en deze
aantrekkingskracht, de vanderwaalskracht, vormt zo de vanderwaals-
binding. Het kristalrooster dat ontstaat heet een molecuulrooster.
3.2 Binding in moleculen
IUPAC
Alle miljoenen moleculen moeten een naam hebben. Door de International Union of Pure and
Applied Chemistry, de IUPAC, zijn regels opgesteld voor de systematische naamgeving in de
scheikunde.
1
, Chemie Overal 4 VWO ||| Samenvatting H3: Moleculaire stoffen
Naamgeving van moleculaire stoffen
Bij de naamgeving van moleculen geef je het aantal atomen in het molecuul aan
met numerieke voorvoegsels uit BINAS tabel 66C.
Heb je maar één atoom van de eerste atoomsoort in de formule, dan laat je het
voorvoegsel mono weg. Als er van de atoomsoort die niet vooraan staat in de
formule maar één atoom aanwezig is, dan moet je mono wel opschrijven.
Atoombindingen
Als je de naam van een moleculaire stof kent, weet je nog niets over de bouw
van het molecuul. Daarvoor moet je weten hoe de binding tussen de atomen in het molecuul tot
stand komt. Je gebruikt hiervoor het atoommodel van Bohr en de octetregel.
Een atoom kan een elektron afstaan of opnemen. De twee gedeelde elektronen, het
gemeenschappelijk elektronenpaar, houden de kernen bij elkaar. Dit noem je een atoombinding of
covalente binding. Deze binding is heel sterk en het kost veel energie om deze te verbreken.
Het aantal elektronen dat een atoom beschikbaar heeft voor de atoombinding
noem je de covalentie van een atoom. Om de covalentie te weten, bepaal je
meestal het aantal elektronen dat er te weinig is ten opzichte van de
dichtstbijzijnde edelgasconfiguratie (zie periodiek systeem).
Structuurformules
De bouw van een molecuul wordt meestal weergegeven met behulp van een structuurformule. In
een structuurformule teken je alle atoombindingen (aangeven met een streepje). Als niet alle
bindingsmogelijkheden van een atoom worden gebruikt, heeft dit tot gevolg dat er meer dan één
binding tussen twee atomen optreedt (dubbele binding).
Veel moleculaire stoffen zijn koolstofverbindingen. Dit zijn stoffen met een ‘skelet’ van
koolstofatomen waaraan bijvoorbeeld waterstof-, zuurstofatomen zijn gebonden.
Polaire en apolaire atoombindingen
Als elektronen van het gemeenschappelijk elektronenpaar zich even dicht bij het ene als het
andere atoom bevinden, noem je die atoombinding apolair.
Is het zo dat elektronen van de atoombinding zich meer bij het ene atoom bevinden dan bij het
andere atoom, dan krijgt het atoom waar de elektronen het dichtste bij zijn een kleine negatieve
lading (δ-). Het andere atoom krijgt een kleine positieve lading (δ+). De kleine lading die atomen
op deze manier krijgen heet partiële lading. De atoombinding noem je een polaire atoombinding.
Om te bepalen welke atoomsoort het sterkst aan de elektronen trekt, gebruik je de elektron-
negativiteit. Dit is de maat voor de kracht waarmee een atoom de elektronen van de atoombinding
aantrekt. Het atoom met de hoogste elektronegativiteit trekt sterker aan de elektronen en is dus
een beetje negatief geladen. Het andere atoom is dan een beetje positief geladen.
Het verschil in elektronegativiteit (∆𝐸𝑁):
● ∆𝐸𝑁 tussen 0,4 en 1,7 dan is de atoombinding polair.
● ∆𝐸𝑁 kleiner dan 0,4, noem je de atoombinding apolair.
● ∆𝐸𝑁 boven de 1,7, dan spreek je niet meer van een atoombinding, maar van een ionbinding.
3.3 Binding tussen moleculen
Vanderwaalsbinding en faseovergang
Je kunt faseovergangen het beste begrijpen door uit te gaan van twee elkaar tegenwerkende
effecten:
1) de aantrekkingskracht tussen de moleculen zorgt voor de vanderwaalsbinding;
2) een hogere temperatuur houdt in dat moleculen heftiger bewegen, de zogenaamde
temperatuurbeweging.
Het smelt- en kookpunt van een moleculaire stof hangt samen met de sterkte van de
vanderwaalsbinding. Hoe sterker de vanderwaalsbinding, hoe hoger het kookpunt en hoe groter het
molecuul is.
2
