Om de Flash animaties en video’s binnen dit arrangement te kunnen afspelen met een iPad bevelen we Photon Flash Player voor iPad aan.
Flash Video & Games plus Private Web Browser van Appsverse Inc. ,versie 5.0, kost € 4,49.
Samenvatting
De variatie in ruimtelijke bouw en eigenschappen van moleculaire stoffen is groot. We onderscheiden polaire en apolaire stoffen. Hun fysische eigenschappen bepalen de aard en grootte van intermoleculaire krachten die leiden tot onderlinge binding van moleculen. Verschillen in oplosbaarheid van moleculaire stoffen verklaren we met het verbreken en vormen van intermoleculaire bindingen. In dit thema gaan we hoe deze eigenschappen samenhangen met de molecuulbouw.
Een stukje van een ingewikkeld molecuul: DNA Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Ruimtelijke bouw van moleculen
De ruimtelijke bouw van eenvoudige moleculen kunnen we voorspellen aan de hand van de elektronenformule. Hierbij maken we gebruik van de VSEPR-methode. Deze methode berust op de onderlinge afstoting van bindende en niet-bindende elektronenparen rond een centraal atoom.
Het aantal elektronenwolken dat elkaar onderling afstoot noemen we het omringingsgetal. Dit bepaalt de basisgeometrie van het molecuul.
Ruimtelijke moleculaire structuren van (a) SO2, (b) C2H4O2, (c) NH3 en (d) H2.
Bronfiguur: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry. De oorspronkelijke figuur is van
Prof. Andrew J. Pounds, Mercer University, Macon, GA, en Dr. Mark A. Iken,
Scientific Visualization Laboratory, Georgia Institute of Technology, Atlanta, GA.
We hebben de lay-out hiervan aangepast.
Elektronenformules
Een elektronenformule van een molecuul (ook Lewis-formule genoemd) is een structuurformule, aangevuld met de niet-bindende elektronenparen.
Een niet-bindend of 'vrij’ elektronenpaar is een elektronenpaar dat niet deelneemt aan de koppeling tussen atomen. In een elektronenformule zijn dus alle valentie-elektronen aangegeven.
Een enkel elektron stellen we voor door een punt, een elektronenpaar door een streepje (soms door twee puntjes). Met behulp van elektronenformules kunnen we de ruimtelijke structuur van veel moleculen voorspellen en de vaste aantalverhoudingen waarin atomen met elkaar samengaan tot moleculen verklaren.
Voor het opstellen van elektronenformules gelden de volgende regels:
Een enkel atoom heeft zoveel mogelijk valentie-elektronen in ongepaarde toestand. Meer dan vier ongepaarde elektronen komen niet voor.
Bij de vorming van atoombindingen zullen de ongepaarde elektronen van een atoom gemeenschappelijke elektronenparen vormen met de ongepaarde elektronen van een ander atoom.
In een molecuul zal ieder atoom een schijnbare edelgasconfiguratie hebben. De octetregel stelt dat elk atoom acht valentie-elektronen (vier elektronenparen) om zich heen heeft (de gemeenschappelijke elektronenparen meegerekend). Uitzondering hierop is waterstof, met maximaal twee elektronen.
Strikt genomen geldt de octetregel alleen voor atoomsoorten uit de tweede periode van het periodiek systeem (C, N, O en F). Atomen uit de derde en hogere perioden wijken soms af van de octetregel.
Met inachtneming van bovenstaande regels kunnen we aan de hand van het periodiek systeem de elektronenformules van moleculen afleiden. Het aantal valentie-elektronen van een niet-metaalatoom volgt, voor de groepen 14 t/m 18, uit het nummer van de groep waarin het atoom staat.
Het aantal gemeenschappelijke elektronenparen dat een atoom heeft met een of meer andere atomen noemen we de covalentie van het atoom. Dit is dus het getal dat aangeeft hoeveel bindingen die atoomsoort in een molecuul kan aangaan.
Nummer groep
Aantal valentie- elektronen
Covalentie
14
4
4
15
5
3
16
6
2
17
7
1
18
8
0
Voorbeelden van elektronenformules
Elektronenformules van waterstof (H2), fluor (F2), zuurstof (O2) en stikstof (N2)
Elektronenformules van waterstoffluoride (HF), water (H2O), ammoniak (NH3) en methaan (CH4)
Elektronenformules van ethaan (C2H6), hydrazine (N2H4) en waterstofperoxide (H2O2)
Ontstaan van de elektronenformule van hydrazine, N2H4 Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Sieger Kooij bespreekt de elektronenformule.
VSEPR-methode
Met behulp van de Valence Shell Electron Pair Repulsion-methode kunnen we de ruimtelijke bouw van een klein molecuul of van een fragment van een groot molecuul voorspellen uit de elektronenformule van het molecuul. Onder de ruimtelijke bouw van een molecuul verstaan we de onderlinge posities van de atomen: de afstanden tussen de atomen en de hoeken die de atoombindingen met elkaar maken. Deze hoeken noemen we bindingshoeken.
De VSEPR-methode beschouwt de bindende en niet-bindende ('vrije') elektronenparen rond een centraal atoom als negatieve ladingswolken die elkaar afstoten. Deze methode kunnen we als volgt samenvatten:
De bindende en niet-bindende elektronenparen rond een centraal atoom tellen we op. Dubbele en drievoudige elektronenparen rekenen we als één elektronenpaar (één negatieve ladingswolk). Het aantal aldus getelde elektronenparen noemen we het omringingsgetal.
De elektronenparen stoten elkaar af en zullen daardoor ruimtelijk zo ver mogelijk van elkaar zijn verwijderd. Het omringingsgetal bepaalt de basisgeometrie van het molecuul.
Omringingsgetal
Basisgeometrie
Bindingshoek
2
lineair
180o
3
gelijkzijdige driehoek
120o
4
tetraëder
109,5o
Afwijkingen van de basisgeometrie zijn het gevolg van de ongelijkwaardigheid van de verschillende elektronenparen. Een grotere negatieve lading veroorzaakt een grotere afstoting. De grootte van de negatieve lading van de elektronenparen neemt toe in de volgorde:
We bespreken de vorm en de ruimtelijke bouw van enkele eenvoudige moleculen met omringingsgetallen 2, 3 en 4 aan de hand van voorbeelden. Een overzicht van verschillende omringingen en bijbehorende moleculen is te vinden op: http://www.chemmybear.com/shapes.html
Omringingsgetal 2
Indien er slechts twee negatieve ladingswolken rond een centraal atoom zijn, dan zijn deze het verst van elkaar verwijderd als ze in tegengestelde richting wijzen. Er ontstaat een lineaire structuur en een bindingshoek van 180o: de drie atomen liggen op één lijn.Voorbeelden: BeCl2, CO2 en HCN.
Elektronenformules van BeCl2, CO2 en HCN
Modellen van CO2 en HCN Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Omringingsgetal 3
Indien een atoom door drie negatieve ladingswolken is omgeven, ontstaat een vlakke structuur. Het centrale atoom zit in het zwaartepunt van een gelijkzijdige driehoek en de elektronenparen wijzen naar de drie hoekpunten. De bindingshoeken zijn 120o. We spreken ook wel van een trigonale structuur (trigonaal betekent driehoekig). Voorbeelden: BF3, HCHO (methanal) en SO2.
Elektronenformules van BF3, HCHO en SO2
BF3 heeft met drie (gelijkwaardige) enkelvoudige bindingen een trigonale structuur met bindingshoeken van 120o.
In HCHO is het centrale C-atoom met een dubbele binding aan het O-atoom en met enkelvoudige bindingen aan twee H-atomen gebonden. De HCH-hoek van 117o is iets kleiner dan de voorspelde: de dubbele binding veroorzaakt een grotere afstoting dan een enkelvoudige binding.
Model van HCOH Bron: McMurry & Fay,Chemistry
SO2 is een molecuul met één dubbele binding, één enkelvoudige binding en een niet-bindend elektronenpaar. De structuur van SO2 noemen we vaak een gehoekte structuur.
De feitelijke vorm van het molecuul wordt immers slechts bepaald door drie atomen. Door de trigonale omringing heeft het molecuul echter een gehoekte in plaats van een lineaire structuur, met een bindingshoek van ongeveer 120o in plaats van 180o.
Model van SO2 Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Omringingsgetal 4
Indien een atoom door vier negatieve ladingswolken is omgeven, zijn de elektronenparen naar de vier hoekpunten van een tetraëder gericht. Het centrale atoom bevindt zich in het zwaartepunt van het regelmatige viervlak. We spreken van een tetraëdrische structuur. De bindingshoeken zijn 109,5o, de zogenoemde tetraëderhoek. Voorbeelden: CH4, NH3 en H2O.
CH4 heeft met vier (gelijkwaardige) enkelvoudige bindingen een regelmatige tetraëdrische structuur met hoeken van 109,5o.
Model van CH4 Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Bij NH3 heeft het centrale stikstofatoom drie enkelvoudig bindende elektronenparen en een niet-bindend elektronenpaar. De grotere afstoting van het vrij elektronenpaar duwt de NH-bindingen naar elkaar toe, zodat de HNH-hoek 107,3o is geworden.
De ruimtelijk bouw van een NH3-molecuul omschrijven we ook wel als een (trigonale) piramide. De vorm van het molecuul wordt immers slechts bepaald door vier atomen.
Model van NH3 Bron: McMurry & Fay, Chemistry
In H2O is het O-atoom omringd door twee enkelvoudige bindingen en twee vrije elektronenparen. De geometrie is daarom ook hier gebaseerd op een tetraëder. Het molecuul H2O heeft daardoor geen lineaire maar een gehoekte structuur. De bindingshoek is 104,5o, i.p.v. 109,5o door de nog sterkere vervorming van de tetraëder door de aanwezigheid van de twee vrije elektronenparen.
Model van H2O Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Het omringingsgetal en de VSEPR-methode worden behandeld.
Polariteit
In een molecuul kan, door het optreden van polaire atoombindingen, ladingsscheiding optreden: het molecuul is een dipoolmolecuul.
Een kwantitatieve maat voor de polariteit van een molecuul is het dipoolmoment. Stoffen waarvan de moleculen een dipoolmoment hebben, noemen we polaire stoffen.
Stoffen waarvan de moleculen geen dipoolmoment hebben, heten apolaire stoffen.
Chloormethaan is een dipoolmolecuul. De pijl staat voor de dipoolmomentvector.
De linker en rechter figuur suggereren de twee verschillende ladingskanten van het molecuul Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Dipoolmolecuul en dipoolmoment
Dipoolmolecuul
Door ladingsscheiding binnen een molecuul, is een molecuul een dipoolmolecuul of polair molecuul.
Een dipoolmolecuul is een molecuul met twee polen: de ene kant van het molecuul is iets positief
geladen (\(\delta^+\)), de andere iets negatief (\(\delta^-\)). Een molecuul heeft een dipool als aan twee voorwaarden is voldaan:
er moeten polaire atoombindingen in het molecuul aanwezig zijn (elke binding is dan een dipool, een zogeheten bindingsdipool);
de bindingsdipolen mogen elkaar, als gevolg van de ruimtelijke bouw en de daarmee samenhangende symmetrie van het molecuul, niet opheffen.
De sterkte van een dipool drukken we uit in het dipoolmoment m.
Het dipoolmoment is een vectorgrootheid: een grootheid met een grootte en een richting.
In het molecuul geven we het weer met een pijl die wijst van het centrum van de \(\delta^+\) lading naar dat van de \(\delta^-\) lading.
Een eenvoudig voorbeeld is het waterstoffluoridemolecuul met één polaire atoombinding, één bindingsdipool. Het H-atoom is iets positief en het F-atoom iets negatief geladen:
De grootte van het dipoolmoment is gelijk aan: m = lading (\(\delta^+\)) x afstand van ladingsmiddelpunten (\(\delta^+\) en \(\delta^-\))
In het SI-eenhedenstelsel heeft het dipoolmoment de eenheid coulomb meter (Cm). In BINAS tabel 55 staan de dipoolmomenten van enkele eenvoudige anorganische en organische stoffen.
Een belangrijk voorbeeld van een molecuul met dipool is het H2O-molecuul. Het is een gehoekt molecuul met twee polaire atoombindingen, twee bindingsdipolen.
De partiële dipoolmomenten kunnen we vectorieel optellen tot het netto dipoolmoment van het molecuul. Een ander voorbeeld van een molecuul met dipool is het NH3-molecuul.
Dipool van een H2O-molecuul en een NH3-molecuul Bron: Brady & Senese, Chemistry
Sieger Kooij over de begrippen: 'dipool' en 'dipoolmoment'
Hoe achterhaal je de bouw van een molecuul?
Polaire en apolaire stoffen
Een stof die uit dipoolmoleculen bestaat is een polaire stof.
Het dipoolmoment, dat we kunnen meten, is een kwantitatieve maat voor de polariteit van een stof.
Voorbeelden van polaire stoffen zijn water (H2O), ammoniak (NH3) en trichloormethaan (CHCl3).
Een apolaire stof is een stof die uit apolaire moleculen bestaat.
Een apolair molecuul is een molecuul zonder dipool. Voorbeelden van apolaire stoffen zijn: zuurstof (O2), methaan (CH4), tetrachloormethaan (CCl4), en koolstofdioxide (CO2).
In het O2-molecuul is geen polaire atoombinding aanwezig en dus geen ladingsscheiding (d+ en d-).
In de andere drie moleculen heffen de bindingsdipolen elkaar op vanwege de symmetrie van de moleculen: de vectorsom van de partiële dipoolmomenten is gelijk aan nul.
Tetrachoormethaan: de rode en blauwe vector (som van twee zwarte vectoren) heffen elkaar op, geen dipool
Trichloormethaan: de rode vector is de som van de partiële dipoolmomenten, wel een dipool
Bron: Petrucci, General Chemistry
Aangezien we dipoolmomenten kunnen meten, is de hierboven geschetste gang van zaken in de praktijk juist omgekeerd. Gegeven het feit dat CO2 twee polaire atoombindingen heeft en voor deze stof een dipoolmoment = 0 is gemeten, kunnen we de conclusie trekken dat een CO2-molecuul lineair is. Het meten van dipoolmomenten geeft dus informatie over de ruimtelijke vorm van kleine moleculen.
Kooldioxide heeft geen dipoolmoment: de somvector is nul Bron: McMurry & Fay, Chemistry
De onderstaande video geeft veel meer voorbeelden.
Intermoleculaire krachten
Intermoleculaire krachten is een verzamelnaam voor drie soorten krachten die tussen moleculen kunnen optreden: de London-VanderWaalskracht, de dipool-dipoolaantrekking en de waterstofbrug. Deze krachten
leiden tot onderlinge binding van moleculen: de intermoleculaire binding of molecuulbinding, en
bepalen de samenhang (cohesie) tussen de moleculen van een moleculaire stof.
De 'dansende' vloeistofdruppel.
Bron: Charles Baroud
London-Vanderwaalskracht
De London-VanderWaalskracht is een zwakke kracht, die altijd werkzaam is tussen atomen en moleculen.
Bij apolaire moleculen is dit de enige onderlinge bindingskracht die optreedt. De grootte van deze kracht is ongeveer evenredig met het totaal aantal elektronen in een molecuul. Moleculen met meer elektronen hebben in de regel ook een grotere massa en een grotere omvang (groter interactie-oppervlak). In het algemeen zal tussen moleculen met een grotere massa dus een sterkere London-VanderWaalsbinding optreden.
De London-VanderWaalskracht werkt over zeer korte afstand.
Op een afstand van één molecuuldiameter is deze kracht al nauwelijks meer merkbaar: de moleculen moeten elkaar vrijwel raken voordat van onderlinge aantrekking sprake is.
Bij dezelfde molecuulmassa is daardoor de wisselwerking tussen langwerpige moleculen groter dan die tussen bolvormige moleculen (langwerpige moleculen hebben een groter contactoppervlak dan bolvormige moleculen).
Dit komt bijvoorbeeld tot uiting in het verschil in kookpunt van pentaan en dimethylpropaan. Het meest bolvormige molecuul is de stof met het laagste kookpunt.
Zie ook 'Smeltpunt en kookpunt' in de paragraaf 'Molecuulbouw en stofeigenschappen'.
Effect van de molecuulvorm
Links: Pentaan, C5H12, M = 72, kookpunt 309 K
Rechts: 2,2-dimethylpropaan, C5H12, M = 72, kookpunt 283 K Bron: McMurry & Fay, Chemistry
dipool-dipoolaantrekking
De dipool-dipoolaantrekking is een zwakke kracht die ontstaat door wisselwerking van dipoolmoleculen onderling. De dipolen richten zich naar elkaar, waardoor netto een zwakke extra aantrekking ontstaat.
De dipool-dipoolaantrekking is ongeveer even sterk als de London-VanderWaalsbinding, of iets kleiner.
Dipool-dipoolaantrekking Bron: Petrucci, General Chemistry
Dipool-dipoolaantrekking en London-VanderWaalsbinding noemen we kortweg VanderWaalskracht, of VanderWaalsbinding.
De waterstofbrug of H-brug ontstaat door interactie van een waterstofatoom aan een O-, N- of F-atoom met een vrij elektronenpaar van een ander O-, N- of F-atoom. De waterstofbrug is, net als de dipool-dipoolaantrekking, een extra binding die naast de altijd aanwezige London-VanderWaalsbinding werkzaam kan zijn.
In het algemeen zijn waterstofbruggen de sterkste intermoleculaire interacties. In formules geven we de waterstofbrug aan met een stippellijn.
Vorming van H-bruggen tussen H2O-moleculen onderling en tussen NH3-moleculen nderling Bron: McMurry & Fay, Chemistry
In de vloeibare fase kunnen watermoleculen vrij bewegen. Er worden voortdurend H-bruggen verbroken en steeds weer nieuwe H-bruggen gevormd.
Bij ijs zitten de watermoleculen op een vaste plaats in het molecuulrooster en worden de H-bruggen niet meer verbroken. In ijs is ieder watermolecuul via waterstofbruggen met vier naburige watermoleculen verbonden (tetraëders). Zo ontstaat een patroon met zeshoekige holtes; ijs heeft een zeer open kristalstructuur.
De ruimte tussen de moleculen water in ijs is veel groter dan de ruimte tussen de moleculen in vloeibaar water.
H-bruggen in vloeibaar water Bron: McMurry & Fay, Chemistry
H-bruggen in ijs Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Bij het smelten van ijs 'stort het kristalrooster in'; een deel van de H-bruggen wordt verbroken. Daardoor heeft water bij 0°C een grotere dichtheid dan ijs (ijs drijft op water).
De watermoleculen kunnen wat dichter bij elkaar komen, maar niet alle ordening gaat volledig verloren.
Pas bij 4°C zijn zoveel waterstofbruggen verbroken, dat de moleculen de dichtst mogelijke pakking hebben.
Bij die temperatuur heeft water de grootste dichtheid, 1 kg.dm-3.
Bij verdere toename van de temperatuur is de toenemende warmtebeweging de oorzaak van grotere tussenruimten tussen de moleculen, waardoor de dichtheid van water weer afneemt. Warm water is 'lichter' dan koud water.
Het gedrag van ijs en water is een hoge uitzondering. Bij vrijwel alle andere stoffen neemt de dichtheid bij het smelten af. In een vaste stof ordenen de deeltjes zich in het algemeen zo dat zij de beschikbare ruimte zoveel mogelijk opvullen. In een vloeistof is de ruimte tussen de deeltjes iets groter, omdat de deeltjes zich ten opzichte van elkaar kunnen verplaatsen. Dit uit zich in het feit dat, in bijna alle gevallen, de dichtheid van een stof in de vloeibare fase lager is dan die van de vaste fase.
Sieger Kooij bespreekt de 'waterstofbrug' of 'H-brug'.
Sterkte van interacties
De onderlinge sterktes van krachten en bindingen tussen en in moleculen verhouden zich ongeveer als:
De dipool-dipoolaantrekking is ongeveer even sterk als de London-VanderWaalsbinding. Deze verhouding geeft slechts een ruw idee. Bij kleine moleculen, met weinig elektronen, zal bijvoorbeeld de waterstofbrug sterker zijn dan de London-VanderWaalsbinding, maar bij heel grote moleculen kan de laatste kracht overheersen.
De binding tussen de atomen in een molecuul, de atoombinding of polaire atoombinding, is van een ander type en veel sterker dan de intermoleculaire binding of molecuulbinding.
Sieger Kooij bespreekt de dipool-dipoolbindingen.
Molecuulopbouw en stofeigenschappen
De waarneembare macroscopische eigenschappen van een moleculaire stof kunnen we verklaren op grond van de structuur van de stof op moleculair niveau. Er bestaat een direct verband tussen de aard en de grootte van de intermoleculaire krachten en een aantal fysische eigenschappen van de stof.
De bijzondere eigenschappen van water zijn te danken aan het feit dat watermoleculen sterk polair zijn en gemakkelijk waterstofbruggen vormen.
Water op een schone glasplaat (links) en op een ingevette glasplaat (rechts): verschil in intermoleculaire wisselwerking Bron: Petrucci, General Chemistry
Smeltpunt en kookpunt
Bij faseveranderingen blijven de moleculen intact.
Bij smelten en verdampen zijn dus alleen de intermoleculaire krachten van belang. Van verbreken van de veel sterkere atoombindingen in een molecuul is geen sprake.
De smelt- en kookpunten van een moleculaire stof zijn een maat voor de grootte van de intermoleculaire krachten. Het is echter niet eenvoudig om de hoogte ervan precies te voorspellen. We beperken ons tot het vergelijken van smelt- en kookpunten van verschillende stoffen. Soms zijn smelt- en kookpunten niet te meten, omdat verbindingen voor die tijd ontleden.
Apolaire stoffen
Bij moleculen zonder dipoolmoment is de zwakke London-VanderWaalskracht de enige onderlinge bindingskracht die optreedt. Daardoor zijn de smelt- en kookpunten van apolaire stoffen extreem laag. Veel stoffen zijn bij kamertemperatuur vloeistoffen of gassen. Hoe groter de molecuulmassa van een stof, des te sterker is de London-VanderWaalskracht. Als gevolg hiervan zijn bijvoorbeeld H2, F2 en Cl2 bij kamertemperatuur gassen, is Br2 een vloeistof en is I2 een vaste stof.
Halogeen
Smeltpunt (K)
Kookpunt (K)
F2
53,5
85,0
Cl2
172,2
238,6
Br2
265,9
331,9
I2
386,7
457,5
Het effect van de vorm van moleculen komt bijvoorbeeld tot uiting in de kookpunten van koolwaterstoffen met dezelfde molecuulformule, maar met verschillende structuur.
In de tabel staan de kookpunten van de drie isomeren van pentaan, C5H12. Het meest bolvormige molecuul is de stof met het laagste kookpunt. Zie ook 'London-VanderWaalskracht' in de paragraaf 'Intermoleculaire krachten'.
Isomeer
Kookpunt (K)
n-pentaan
309
2-methylbutaan
301
2,2-dimethylpropaan
283
Polaire stoffen
Bij moleculen met een dipoolmoment zijn de intermoleculaire krachten door de dipool-dipoolaantrekking iets sterker, maar veel verschil zal dat niet maken. De algemene trend is dat smelt- en kookpunten stijgen met toenemende molecuulmassa. Sommige stoffen, zoals H2O, NH3 en HF, wijken duidelijk af van deze trend. Ze hebben vanwege de vorming van waterstofbruggen aanzienlijk hogere kookpunten dan we op grond van de molecuulmassa kunnen verwachten.
Kookpunten van enkele waterstofverbindingen Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Smeltwarmte en verdampingswarmte
De smelt- en verdampingwarmte van een stof is ook een maat voor de sterkte van de krachten tussen de moleculen onderling. Water, met netto twee waterstofbruggen per molecuul, heeft een beduidend hogere verdampingswarmte (en kookpunt) dan ammoniak en methaan. Ammoniak heeft weer een beduidend hogere verdampingswarmte (en kookpunt) dan methaan, dat uit apolaire moleculen bestaat.
Stof
Formule
Kookpunt (K)
Verdampingswarmte (kJmol-1)
Water
H2O
373
40,7
Ammoniak
NH3
240
23,4
Methaan
CH4
112
8,2
Viscositeit
Viscositeit of stroperigheid van een vloeistof is een maat voor de weerstand die een vloeistof biedt tegen stroming. Hoe viskeuzer de vloeistof is, des te trager stroomt hij. De viscositeit van een vloeistof wordt bepaald door de krachten tussen de moleculen onderling en, bij grote en lange moleculen, ook door de vorm van de moleculen. Sterkere intermoleculaire krachten belemmeren de beweging van de moleculen meer dan zwakkere. Stoffen met moleculen die waterstofbruggen kunnen vormen hebben aanzienlijk hogere viscositeit dan apolaire moleculen, waar alleen London-VanderWaalskrachten werkzaam zijn.
De alkanen met kleine moleculen, bijvoorbeeld pentaan, hebben een zeer lage viscositeit. De viscositeit neemt toe naarmate de keten langer wordt. Dit is deels toe te schrijven aan de toename van de London-VanderWaalsbinding, maar voor een belangrijk deel ook aan het feit dat de lange moleculen in elkaar haken en daardoor moeilijker langs elkaar kunnen bewegen, het 'spaghetti-effect'.
In tabel 11 van BINAS staat de viscositeit van een aantal vloeistoffen. Van de meeste vloeistoffen neemt de viscositeit af bij toenemende temperatuur.
Oppervlaktespanning
Een vloeistofoppervlak gedraagt zich als een soort elastisch vlies, dat altijd een zo klein mogelijk oppervlak aanneemt. Dit verschijnsel heet oppervlaktespanning. Midden in de vloeistof wordt een molecuul van alle kanten even sterk aangetrokken. Moleculen aan het oppervlak hebben aan één kant geen buren en ondervinden daardoor netto een binnenwaarts gerichte kracht. Het gevolg hiervan is dat altijd zo min mogelijk moleculen zich aan het vloeistofoppervlak zullen bevinden en dat het vloeistofoppervlak daardoor altijd zo klein mogelijk zal zijn.
De sterkte van de intermoleculaire krachten bepaalt de oppervlaktespannning. Water heeft een driemaal zo hoge oppervlaktespanning als de meeste andere vloeistoffen (zie BINAS tabel 11).
Oppervlaktespanning ontstaat door asymmetrische krachten op moleculen aan het vloeistofoppervlak Bron: Petrucci, General Chemistry
?
Door de hoge oppervlaktespanning van kwik treedt er snel druppelvorming op Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Bijzondere eigenschappen van water
Water is een moleculaire stof met heel bijzondere eigenschappen; zonder water is leven op aarde niet mogelijk. Deze eigenschappen zijn te danken aan het feit dat watermoleculen sterk polair zijn en gemakkelijk waterstofbruggen kunnen vormen.
Water heeft de grootste dichtheid bij 4 oC en niet bij het smeltpunt, zoals alle andere stoffen. Dit heeft belangrijke gevolgen: oppervlaktewater van 4 oC dat verder afkoelt, blijft boven en water bevriest dus steeds van bovenaf. Omdat ijs aanzienlijk lichter is dan water, blijft het drijven en werkt als een isolerende laag.
Water heeft een hoog smeltpunt en kookpunt, vergeleken met andere moleculaire stoffen met ongeveer dezelfde molecuulmassa. Hierdoor is het temperatuurgebied waarbinnen water vloeibaar is (het vloeistoftraject), uitzonderlijk gunstig voor de chemie van levende organismen.
Water heeft de hoogste oppervlaktespanning van alle vloeistoffen (uitgezonderd kwik). Dit heeft belangrijke gevolgen voor de druppelvorming (regen), voor allerlei grensvlakverschijnselen en voor het bestaan van stabiele biomembranen.
Water heeft de hoogste soortelijke warmte van alle vloeistoffen (uitgezonderd ammoniak): er is dus veel warmte vereist om het van temperatuur te doen veranderen. Daardoor heeft water een stabiliserend effect op de omgevingstemperatuur en voorkomt dat organismen in water onderworpen zijn aan abrupte temperatuurveranderingen. Deze eigenschap maakt water ook geschikt als koelmiddel in machines.
Water heeft de hoogste verdampingswarmte van alle vloeistoffen. Hierdoor heeft het een stabiliserend effect op het klimaat en veroorzaakt een belangrijk warmtetransport van water naar lucht (de verdampingswarmte komt weer vrij bij condensatie). Ook deze eigenschap maakt water geschikt als koelmiddel in machines.
Water heeft de hoogste diëlektrische constante van alle gewone vloeistoffen en is daardoor een zeer goed oplosmiddel voor zouten (zie 'De rol van het oplosmiddel' in het thema 'SK 09 Zouten'). Water is een sterk polair oplosmiddel en mede door de vorming van waterstofbruggen een uitstekend oplosmiddel voor vele stoffen.
IJs als isolator op citrusfruit Bron: Petrucci, General Chemistry
Oplossen van moleculaire stoffen
Verschillen in oplosbaarheid van moleculaire stoffen kunnen we op moleculair niveau verklaren met het verbreken en vormen van intermoleculaire bindingen (theorie van oplossen).
Apolaire stoffen lossen op in apolaire oplosmiddelen en polaire stoffen lossen op in polaire oplosmiddelen. In water lossen alleen moleculaire stoffen op waarvan de moleculen waterstofbruggen kunnen vormen.
Vorming van een oplossing van een moleculaire stof, uitgaande van een vaste stof en een vloeistof of van twee vloeistoffen Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Oplosbaarheid
De maximale hoeveelheid van een stof die per volume oplosmiddel kan oplossen noemen we de oplosbaarheid van die stof in het oplosmiddel (zie ook 'Oplossingen en oplosbaarheid' in het thema 'SK 04 Mengsels en scheidingsmethoden'). De oplosbaarheid van de meeste stoffen is beperkt. Onder een verzadigde oplossing van een stof verstaan we een oplossing die de maximale hoeveelheid opgeloste stof bevat. Elke extra hoeveelheid stof die we toegevoegen, blijft onveranderd op de bodem liggen.
In een onverzadigde oplossing kunnen we nog wat van de stof oplossen.
De begrippen oplosbaarheid en mengbaarheid zijn synoniem.
Bij vaste stoffen in vloeistoffen gebruiken we meestal de term oplosbaarheid, en bij twee vloeistoffen de term mengbaarheid. Meestal gebruiken we de eenheid: gram opgeloste stof per kilogram oplosmiddel.
Een oververzadigde oplossing bevat meer opgeloste stof dan er eigenlijk op kan lossen en is niet stabiel. Het teveel aan opgeloste stof zal uitkristalliseren. Dit houdt in dat er in de vloeistof vaste stof ontstaat, totdat de oplossing juist weer verzadigd is. Een oververzadigde oplossing kan bijvoorbeeld ontstaan als we een verzadigde oplossing snel afkoelen. De oplosbaarheid van bijna alle vaste stoffen neemt immers meestal af bij dalende temperatuur.
Bij het oplossen of mengen van stoffen treedt een warmte-effect op: de mengwarmte of oploswarmte. Soms wordt een oplossing koud, als er sprake is van een endotherm proces en soms wordt de oplossing warm, als het oplossen exotherm is (zie ook het energiediagram in 'Theorie van oplossen').
Theorie van het oplossen
Om verschillen in oplosbaarheid en mengbaarheid te kunnen verklaren, moeten wij ons verdiepen in hetgeen zich afspeelt op moleculair niveau bij het oplossen en mengen van stoffen. Het warmte-effect leert ons dat energie hierbij een belangrijke rol speelt.
Verbreken en vormen van intermoleculaire bindingen
Interacties bij oplossen Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Bij oplossen worden de intermoleculaire bindingen tussen de deeltjes van de op te lossen stof en de intermoleculaire bindingen tussen de deeltjes van het oplosmiddel verbroken en worden er nieuwe bindingen gevormd tussen de deeltjes op te lossen stof en deeltjes oplosmiddel. Het verbreken van bindingen kost energie, bij het ontstaan van bindingen komt energie vrij. Als de energie die nodig is voor het verbreken van bindingen ongeveer even groot is als de energie die vrijkomt bij de vorming van nieuwe bindingen, zullen deeltjes op te lossen stof zich kunnen verdelen tussen deeltjes oplosmiddel: de stof lost op.
Energiediagram van oplossen1 Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Anders gezegd: indien de molecuulbindingen die worden verbroken ongeveer even sterk zijn als de molecuulbindingen die worden gevormd, zullen deeltjes op te lossen stof kunnen mengen met deeltjes oplosmiddel. Deeltjes mengen in beginsel dus alleen als ze gelijksoortig zijn: gelijken lossen gelijken op, of: soort zoekt soort.
Vuistregels
In apolaire oplosmiddelen lossen alleen apolaire stoffen op.
In polaire oplosmiddelen lossen polaire stoffen op.
In water, of andere H-brugvormende oplosmiddelen, lossen op:
a. moleculaire stoffen waarvan de moleculen ook waterstofbruggen kunnen vormen;
b. een groot aantal zouten (een zout bestaat niet uit dipoolmoleculen maar uit ionen; het 'Oplossen van zouten' bespreken we apart in het thema 'SK 09 Zouten').
1Drie processen spelen een rol bij het oplossen van een vaste stof
Het losmaken van elkaar van de deeltjes van de vaste stof. Dit kost energie: de roosterenergie (Binas tabel 60).
Het losmaken van elkaar van de deeltjes van de vloeistof. Dit kost energie, maar die is meestal klein t.o.v. de rooster-energie.
Het aantrekken van de deeltjes van de op te lossen stof en de deeltjes van het oplosmiddel. Dit levert energie op: de solvatatie-energie of hydratatie-energie (als het oplosmiddel water is, Binas tabel 61).
Oplossen van moleculaire stoffen
Apolaire stoffen
Tussen apolaire moleculen werkt alleen de London-VanderWaalsbinding. Deze is heel zwak en werkt over zeer korte afstand. Het maakt daardoor vaak niet zoveel uit of we apolaire moleculen van verschillende vorm en/of grootte mengen, de onderlinge wisselwerking is ongeveer gelijk: apolaire stoffen lossen op in apolaire vloeistoffen. De oplosbaarheid van apolaire stoffen in polaire vloeistoffen neemt af naarmate het verschil in polariteit groter is.
Polaire stoffen
Als moleculen een dipool hebben, is er ook nog de extra dipool-dipoolaantrekking werkzaam. De cohesie tussen dipoolmoleculen is daardoor iets sterker dan tussen moleculen met uitsluitend London-VanderWaalsbinding. Naarmate de dipool van de moleculen sterker is, zal de oplosbaarheid van polaire stoffen in apolaire vloeistoffen afnemen. Er moeten dan sterkere bindingen worden verbroken dan er worden gevormd.
Water als oplosmiddel
Water is een polaire stof, maar neemt een bijzondere plaats in vanwege de ongewoon sterke cohesie tussen de watermoleculen door de waterstofbruggen. Compensatie voor het verbreken van deze relatief sterke intermoleculaire aantrekkingskracht is alleen mogelijk indien de op te lossen moleculen zelf ook waterstofbruggen kunnen vormen.
Apolaire stoffen lossen dus niet op in water, om redenen hiervoor beschreven en toegelicht. Soms echter lossen kleine apolaire moleculen toch een weinig op in water. Dit kan als de moleculen ervan zo klein zijn dat zij hier en daar in de intermoleculaire ruimten tussen de watermoleculen passen (bijvoorbeeld O2, Cl2, CH4).
Polaire stoffen lossen vaak slecht op in water als er geen waterstofbruggen kunnen worden gevormd, ook al hebben de moleculen ervan een even sterke dipool als watermoleculen. Een dipool alleen levert niet voldoende compensatie voor het verbreken van de waterstofbruggen.
Goed oplosbaar in water zijn bijvoorbeeld methanol (CH3OH), ethanol (C2H5OH) en suiker (C12H22O11). Een suikermolecuul heeft acht OH-groepen, waarmee waterstofbruggen kunnen worden gevormd, methanol- en ethanolmoleculen hebben elk één OH-groep die een waterstofbrug kan vormen.
Methanol en ethanol behoren tot de alkanolen. Een alkanol is een alkaan waarin een H-atoom is vervangen door een OH-groep. Het is begrijpelijk dat alkanolen slechter oplosbaar zijn, naarmate de koolwaterstofketen langer wordt. Dat betekent immers dat het molecuul een groter apolair gedeelte heeft. Zo lost pentanol (C5H11OH) al bijna niet meer op in water.
Oplossen van een polaire moleculaire stof in water (let op de oriëntatie van de watermoleculen) Bron: Brady & Senese, Chemistry
Hydratatie en solvatatie
Als een stof is opgelost in water zijn de deeltjes gehydrateerd : omgeven door een mantel van watermoleculen. Het aantal watermoleculen en de geometrie van het complex is afhankelijk van de grootte en de eventuele lading van het centrale deeltje.
Jodium, opgelost in water geven we aan met de notatie: I2(aq), hetzelfde als I2(H2O)n.
Jodium, opgelost in hexaan geven we aan met: I2(solv). De deeltjes I2 zijn gesolvateerd: omgeven door een mantel van oplosmiddelmoleculen.
Solvatatie is dus een algemenere term dan hydratatie: hydratatie is solvatatie door watermoleculen. Solvatatie gebruik je voor alle andere oplosmiddelen.
Video over mengen en oplossen
Sieger Kooij: Welke stoffen mengen?
Aan de orde komen de volgende begrippen: polair, apolair, hydrofiel, hydrofoob, oplossing, emulsie en emulgator,
Betreft de begrippen: polair, apolair, hydrofiel, hydrofoob, oplossing, emulsie en emulgator,
Toets
Toets: Toets
0%
Als je de toets hebt afgerond, kun je op de knop 'Bewijs van deelname/Overzicht' drukken. Je krijgt eerst een overzicht van het aantal goede en foute vragen te zien. Als je verder scrolt, kom je bij een samenvatting. Hier staan de vragen, het antwoord dat jij hebt gegeven en het juiste antwoord op de vraag. Daarnaast krijg je nog een stukje achtergrond informatie bij de foute antwoorden en vaak ook bij de goede antwoorden.
De onderstaande antwoorden moet je zelf nakijken; vergelijk jouw antwoorden met de goede
antwoorden, en geef aan in welke mate jouw antwoorden correct zijn.
Het arrangement Sk-08 Moleculaire stoffen is gemaakt met
Wikiwijs van
Kennisnet. Wikiwijs is hét onderwijsplatform waar je leermiddelen zoekt,
maakt en deelt.
Auteurs
Jan Lutgerink
Je moet eerst inloggen om feedback aan de auteur te kunnen geven.
Laatst gewijzigd
2016-02-02 21:26:12
Licentie
Dit lesmateriaal is gepubliceerd onder de Creative Commons Naamsvermelding-GelijkDelen 3.0 Nederland licentie. Dit houdt in dat je onder de voorwaarde van naamsvermelding en publicatie onder dezelfde licentie vrij bent om:
het werk te delen - te kopiëren, te verspreiden en door te geven via elk medium of bestandsformaat
het werk te bewerken - te remixen, te veranderen en afgeleide werken te maken
voor alle doeleinden, inclusief commerciële doeleinden.
Vakinhoudelijk deel van een thema over moleculaire stoffen, omgezet in een Wikiwijs arrangement vanuit een prototype van een kennisbank scheikunde van het voormalige Ruud de Moor Centrum van de OU. Oorspronkelijke auteurs en samenstellers van de kennisbank: Jan de Dobbelaere, Ingrid Holtkamp en Jan Lutgerink. Aanpassingen door Dick Naafs en Jan Lutgerink.
We werken de kennisbank sinds 2010 niet meer bij, maar we doen dit wel voor thema's die we hebben omgezet in Wikiwijs arrangementen. U kunt mailen naar Jan Lutgerink als u voorstellen heeft voor aanpassing, maar u kunt ook een kopie van het arrangement maken om het zelf aan te passen of uit te breiden voor gebruik in de les of voor zelfstudie door leerlingen. In een digitale handleiding kunt u zien hoe u dat moet doen.
De kennisbank is ooit opgezet voor ondersteuning van beginnende docenten scheikunde. Ze bestond ook uit meerdere kennislagen: vakinhoud, vakdidactiek, toetsen, etc. De vakinhoud beschreven we als minimale parate kennis die een beginnend docent moet hebben om het vak te kunnen geven. Daaraan koppelden we didactische aanwijzingen en - waar relevant - kennis over preconcepten en misconcepten bij leerlingen.
Sommige teksten zijn wellicht ook voor leerlingen geschikt, maar dat was niet de opzet van de kennisbank. We laten het aan de docent(e) over of dit materiaal geschikt is voor bijvoorbeeld zelfstudie van zijn/haar leerlingen.
Aanvullende informatie over dit lesmateriaal
Van dit lesmateriaal is de volgende aanvullende informatie beschikbaar:
Leeromgevingen die gebruik maken van LTI kunnen Wikiwijs arrangementen en toetsen afspelen en resultaten
terugkoppelen. Hiervoor moet de leeromgeving wel bij Wikiwijs aangemeld zijn. Wil je gebruik maken van de LTI
koppeling? Meld je aan via info@wikiwijs.nl met het verzoek om een LTI
koppeling aan te gaan.
Maak je al gebruik van LTI? Gebruik dan de onderstaande Launch URL’s.
Arrangement
Oefeningen en toetsen
Toets
IMSCC package
Wil je de Launch URL’s niet los kopiëren, maar in één keer downloaden? Download dan de IMSCC package.
Oefeningen en toetsen van dit arrangement kun je ook downloaden als QTI. Dit bestaat uit een ZIP bestand dat
alle
informatie bevat over de specifieke oefening of toets; volgorde van de vragen, afbeeldingen, te behalen
punten,
etc. Omgevingen met een QTI player kunnen QTI afspelen.
Wikiwijs lesmateriaal kan worden gebruikt in een externe leeromgeving. Er kunnen koppelingen worden gemaakt en
het lesmateriaal kan op verschillende manieren worden geëxporteerd. Meer informatie hierover kun je vinden op
onze Developers Wiki.
