De video hieronder toont een modelvoorstelling van de metaalbinding. In een metaal hebben de atomen niet alle elektronen permanent om zich heen in de elektronenwolk. De buitenste elektronen bewegen zich vrij tussen de positieve atoomresten. Door de wisselwerking van negatieve elektronen en positieve atoomresten ontstaat een vrij sterke binding: de metaalbinding. De meeste metalen hebben daarom een hoog smeltpunt. Ken je een metaal dat bij kamertemperatuur vloeibaar is?
Maak opdracht 4.1 met behulp van de video
Leg uit welk metaal in het filmpje wordt getoond. Zie ook het plaatje hieronder.
Wat stellen de groene bolletjes voor? En de blauwe bolletjes?
Het atoommodel in de tekening is eigenlijk niet compleet. Wat ontbreekt er? En waarom is dat in dit geval niet erg?
Leg uit hoe het kan dat een metaal elektrische stroom gaat geleiden.
Wat gebeurt er met de elektrische weerstand van een metaal als de temperatuur stijgt? Leg uit met behulp van het model.
4.3 Zouten
Zouten
Bij het woord zout denk je misschien alleen aan het zout dat je in de keuken gebruikt. Maar er bestaan nog veel meer zouten. Een zoutoplossing geleidt stroom, terwijl gedemineraliseerd water dat niet doet. Op grond hiervan kunnen we concluderen dat er in een zout geladen deeltjes aanwezig zijn. Deze geladen deeltjes noemen we ionen.
4.4 De ionbinding
Ionrooster
In de video hieronder zie je het model van een zoutkristal. Een zout bevat positieve en negatieve ionen die elkaar aantrekken. De ionen zijn regelmatig in het ionrooster gerangschikt. Door de sterke elektrostatische wisselwerking is de ionbinding zeer sterk. De smeltpunten van zouten zijn dan ook heel hoog. De positieve ionen zijn meestal metaalionen, de negatieve ionen zijn altijd niet-metaal ionen.
opdrachten 4.2
Leg uit waarom een zout alleen stroom kan geleiden in gesmolten toestand en niet in een vaste toestand.
Een stuk metaal is makkelijk met een hamer vervormbaar (zie de video hieronder). Een blok zout daarentegen gaat stuk. Verklaar dit met behulp van het ionrooster.
Hoe ontstaan ionen?
De metaal- en de niet-metaalionen in een zout hebben een lading.
Metaalionen hebben een positieve lading;
een metaalion bevat dus minder elektronen dan protonen:
Niet-metaalionen zijn negatief geladen;
in een niet-metaalion zitten dus meer elektronen dan protonen:
De ladingen van ionen
Metaalatomen kunnen elektronen afstaan aan niet-metaalatomen. De metaalatomen worden dan positief geladen ionen. De niet-metaalatomen kunnen de elektronen opnemen van de metaalatomen en worden dan negatief geladen ionen. In beide gevallen verandert er niets aan het aantal protonen.
Let op: positieve en negatieve ionen vormen samen één systeem.Je kunt dus niet alleen maar positieve of alleen maar negatieve ionen hebben.
4.5 De octetregel
De ladingen van ionen
Metaalionen hebben een positieve lading, niet-metaalionen hebben een negatieve lading. Maar hoe gróót is precies de lading van een ion? De lading van een positief ion wordt bepaald door het aantal elektronen dat het atoom afstaat. Hoeveel elektronen een metaalatoom afstaat wordt bepaald door de plaats in het periodiek systeem. Een voorbeeld: het magnesiumatoom in het plaatje kan twee elektronen afstaan. Daarmee wordt Mg2+ gevormd.
Merk op dat Mg2+ evenveel elektronen heeft als het edelgas neon. Dat is geen toeval. Over het algemeen hebben de meeste atomen en ionen het liefste de elektronenstructuur van een edelgas. Edelgassen hebben namelijk een volle buitenste schil. Er geldt de volgende regel: wanneer een atoom elektronen afstaat of opneemt ontstaat er een ion dat evenveel elektronen heeft als het dichtstbijzijnde edelgas.
De vorming van een positief ion
Het magnesiumatoom heeft 12 protonen en 12 elektronen, waarvan twee in de buitenste schil. Als het de twee elektronen uit de buitenste schil verliest, is deze schil leeg of - beter gezegd - niet meer aanwezig. De onderliggende schil is daarentegen compleet gevuld met acht elektronen: de zogenaamde octetstructuur. Het magnesium-ion heeft nu net zoveel elektronen als het edelgas neon dat twee plaatsen vóór magnesium in het periodiek systeem staat. Het magnesium-ion heeft nog steeds 12 protonen, en nog maar 10 elektronen. Dat resulteert in een positieve lading van 2+. Men zegt ook: de elektrovalentievan magnesium is 2.
De vorming van een negatief ion
Negatieve ionen ontstaan doordat de atomen de buitenste schil opvullen met elektronen tot dat er weer acht elektronen aanwezig zijn. Het fluoratoom ontvangt één elektron en heeft nu net zo veel elektronen als het edelgas neon dat één plaats achter fluor in het periodiek systeem staat. Er ontstaat een fluoride-ion met één negatieve lading, de elektrovalentie van fluor is dus 1.
De octetregel
De lading van een ion hangt dus af van het aantal elektronen in het atoom, en kan dus met behulp van het periodiek systeem bepaald worden. Het verwijderen of toevoegen van elektronen zorgt er voor dat de ionen acht elektronen in de buitenste schil krijgen. De buitenste schil is dan geheel bezet. Dat wordt ook de edelgasconfiguratie genoemd. Ionen die een edelgasconfiguratie hebben zijn heel stabiel.
lading van een ion bepalen
Met behulp van het periodiek systeem kan relatief eenvoudig bepaald worden welke lading een ion moet krijgen:
Een metaalatoom staat zoveel elektronen af dat het de elektronenconfiguratie van het edelgas in de periode ervoor bereikt.
Een niet-metaalatoom neemt zoveel elektronen op dat het de elektronenconfiguratie van het edelgas in dezelfde periode bereikt.
In de groepen 1, 2 en 13 t/m 17 hebben de ionen in principe een vaste, gelijkblijvende lading.
In de opdrachten hieronder ga je met de octetregel oefenen. Je zult merken dat voor de elementen in de groepen 1, 2 en 13 t/m 18 een zekere regelmaat te herkennen valt. De overgangsmetalen in de groepen 3 t/m 12 vormen een uitzondering.
Welke lading?
Regelmaat in elektrovalentie
De lading van een ion wordt ook elektrovalentiegenoemd. Herken je al een regelmaat?
Groep 1 vormt positief geladen ionen met een elektrovalentie van 1.
Groep 2 vormt positief geladen ionen met een elektrovalentie van 2.
Groep 13 vormt positief geladen ionen met een elektrovalentie van 3.
Groep 14 vormt positief geladen ionen met een elektrovalentie van 4.
Hierna daalt de lading weer, vier is dus het maximum.
4.6 Moleculaire stoffen
Moleculen en atomen
Moleculen zijn opgebouwd uit atomen. De atomen van een molecuul zitten door middel van atoombindingen aan elkaar. Hoe zo'n atoombinding tot stand komt kunnen we het best duidelijk maken aan de hand van de kleinst mogelijke verbinding: een waterstofmolecuul (zie 4.7).
De moleculen van (vaste) moleculaire stoffen zitten in een roosterstructuur (zie afbeelding). Tussen de verschillende moleculen bestaat ook een aantrekkingskracht. De hieruit resulterende binding wordt molecuulbindingof vanderwaalsbindinggenoemd. Deze bindingskracht is heel zwak. De smelt- en kookpunten van moleculaire stoffen zijn dan ook laag.
4.7 De atoombinding
Wat is een atoombinding?
De binding tussen atomen in een molecuul wordt atoombindinggenoemd. De atoombinding is ook een gevolg van de elektronenconfiguratie van het atoom. Anders dan bij de ionbinding worden elektronen hier niet volledig uitgewisseld. Toch is het principe hetzelfde: de atomen krijgen door de gevormde binding een gevulde buitenste schil. De octetregel geldt ook hier.
Als voorbeeld bekijken we de atoombinding tussen twee waterstofatomen. Bekijk de video hieronder.
Een gemeenschappelijk elektronenpaar
Elk waterstofatoom heeft één elektron. Net als bij de vorming van ionen is het voordeliger als de buitenste (en in dit geval enige) schil compleet gevuld is met elektronen. In de kleinste schil is ruimte voor twee elektronen (er ontbreekt dus één elektron). De twee waterstofatomen delen allebei hun elektron. De gedeelde elektronen zijn aanwezig in de schillen van beide atomen. De afstotende kracht tussen de twee positieve atoomkernen wordt door de gedeelde elektronen zo sterk verminderd dat er een stabiele binding ontstaat. Er is sprake van een gemeenschappelijk elektronenpaar.
Vaak wordt een atoombinding simpelweg weergegeven door twee puntjes. Elk punt tussen de H-atomen stelt een gedeeld elektron voor. Deze modelvoorstelling wordt de Lewis-structuur genoemd:
Wij gebruiken meestal een structuurformule, waarbij de twee lossen punten (de elektronen) in één streep worden weergegeven. Het streepje tussen de twee H's stelt het gemeenschappelijke elektronenpaar voor dat ervoor zorgt dat beide atomen aan elkaar gebonden blijven:
Portfolio 4.3
Bekijk de afbeelding hierboven van de twee waterstofatomen met een gemeenschappelijk elektronenpaar (de blauwe cirkels met de rode kern). Teken op een soortgelijke manier het model van een fluormolecuul (F2). Toon alle elektronen in het molecuul.
4.8 De covalentie
Covalentie bepalen
Bekijk de video
Het aantal atoombindingen dat een atoom kan vormen is afhankelijk van het aantal elektronen in de buitenste schil. Een zuurstofatoom heeft zes elektronen in zijn buitenste schil; het edelgas neon in dezelfde periode heeft acht elektronen. Ook hier geldt weer de octetregel. Het zuurstofatoom komt dus nog twee elektronen tekort om de elektronenconfiguratie van het edelgas te bereiken. Daarom kan een zuurstofatoom twee bindingen vormen. De covalentie is dan 2. De getalwaarde komt overeen met de elektrovalentie van het oxide-ion.
Een zuurstofatoom kan twee atoombindingen met één ander atoom of met twee andere atomen vormen (zie de afbeeldingen hieronder). In beide moleculen heeft een zuurstofatoom twee bindingen, of naar hetzelfde of naar twee verschillende atomen. De covalentie van zuurstof is dus 2.
Oefenen met covalentie
Uitzonderingen op de octetregel
De octetregel geldt strikt genomen alleen voor de 2e periode. Atomen vanaf periode 3 kunnen namelijk verschillende covalenties hebben. Zo bestaat er bijvoorbeeld van fosfor een PCl3- en een PCl5-molecuul. Volgens de octetregel zou PCl5 niet bestaan omdat de covalentie van fosfor 3 is. Ook bij zwavel komen er verschillende covalenties voor.
Portfolio 4.4
Beschrijf de overeenkomsten en de verschillen tussen de ionbinding en de atoombinding.
4.9 Naamgeving moleculen
Molecuul - en structuurformules
Moleculaire stoffen kunnen met molecuulformules en structuurformules beschreven worden. Daarnaast hebben moleculaire stoffen systematische namen. De naam van een moleculaire stof geeft aan hoeveel van welk atoom het molecuul bevat. Met behulp van de naam van een moleculaire stof kan de molecuulformule worden afgeleid en andersom.
De hoeveelheid atomen wordt in de formule aangegeven met een indexgetal nahet atoomsymbool,
maar in de naam met een Grieks telwoord voorhet atoom. Het atoom dat in de chemische naam op de achterste plek staat krijgt het achtervoegsel -ide.
HCl wordt dan waterstofchloride
NBr3 wordt stikstoftribromide
Zuurstof wordt oxide en zwavel sulfide.
Het telwoord mono wordt alleen toegepast als er anders verwarring mogelijk is,
bijvoorbeeld bij koolstofdioxide en koolstofmono-oxide.
Portfolio 4.5
Bepaal de covalentie van ....
fluor
selenium
silicium
element 117 (ununseptium)
Teken de structuurformules van de volgende stoffen. Dat kan bijvoorbeeld in Paint, of gewoon met pen en papier waarna je de tekening inscant of fotografeert. Houd rekening met de verschillende covalenties.
HBr
CH4
C2H4
NH3
CH2O
H2S
Geef de chemische naam van
H2Se
OF2
N2O4
SO3
N2O
CS2
4.10 Atomaire stoffen
Wat zijn atomaire stoffen?
De atomaire stoffen vormen maar een kleine stofgroep. In atomaire stoffen zijn de atomen onderling verbonden door middel van een atoombinding. Op die manier ontstaat er een groot netwerk van atomen. Atomaire stoffen hebben geen verhoudings- of molecuulformules.
Voorbeelden van atomaire stoffen zijn:
diamant en grafiet: C(s)
(diamant en grafiet zijn de twee verschijningsvormen van koolstof; ze hebben een verschillend kristalrooster, maar de formule is dus hetzelfde)
zwarte fosfor: P(s)
silicium: Si(s)
zwavel: S(s)
Atomaire stoffen geleiden geen stroom. Een uitzondering is grafiet; deze stof geleidt wel een elektrische stroom.
De edelgassen vormen nog een aparte groep atomaire stoffen. Edelgassen kunnen namelijk geen atoombindingen vormen (al zijn er uitzonderingen). De gassen bestaan uit losse, ongebonden atomen.
4.11 Afsluiting
Reflectie
Je hebt geleerd:
welke verschillende bindingstypes er zijn in de verschillende stofgroepen,
de verschillende bindingen te beschrijven,
wat de begrippen elektrovalentie en covalentie betekenen,
de elektrovalentie en covalentie van een ion en een atoom te bepalen met behulp van het periodiek systeem,
voor eenvoudige moleculaire stoffen de chemische naam en de structuurformule te geven.
Ga aan de hand van portfolio-opdracht 4.6 na in hoeverre je de leerdoelen hebt gehaald.
Portfolio 4.6
Maak een samenvatting van hoofdstuk 4 waarin je:
de verschillende bindingstypes vergelijkt,
de octetregel uitlegt,
uitlegt wat de begrippen covalentie en elektrovalentie inhouden.
Diagnostische toets
Ga in het menu links naar 'Opdrachten en Toetsen' en maak de diagnostische toets van hoofdstuk 4.
Oefenopdrachten
Waarom kan een metaal wél en een zout niet in vaste toestand stroom geleiden?
Maak de volgende zinnen af:
Een bariumatoom moet ... elektronen opnemen/afstaan om een stabiel ion met ... positieve/negatieve ladingen te worden.
Als een seleniumatoom twee elektronen opneemt heeft het net zoveel elektronen als het edelgas ... . Het seleniumion is dan twee keer positief/negatief geladen.
Welke lading hebben de volgende ionen:
natriumion
calciumion
oxide-ion
bromide-ion
Bepaal of de volgende stoffen metalen, zouten of moleculaire stoffen zijn:
calciumhydride CaH2
kaliumpermanganaat KMnO4
methanol CH3OH
Ag
koperchloride CuCl2
dichlooroxide Cl2O
Bepaal van de volgende zouten de lading van de ionen:
natriumchloride NaCl
kaliumoxide K2O
magnesiumsulfide MgS
Stikstof en waterstof kunnen samen in verschillende verbindingen voorkomen, bijvoorbeeld NH3 en N2H4.
Welke covalentie heeft stikstof, welke covalentie heeft waterstof?
Teken de structuurformules van de twee moleculen.
Geef de covalentie van koolstof, stikstof, zuurstof en fluor.
Boor vormt met waterstof een molecuul boraan BH3. Welke covalentie heeft boor dan?
Geef de molecuulformule van koolstofdisulfide en teken de structuurformule.
Er bestaan twee stoffen met de formule C2H6O. Teken de twee mogelijke structuurformules.
De formule van water is H2O. Leg uit waarom de structuurformule niet H-H-O kan zijn.
Het arrangement 04 H4 De stofgroepen is gemaakt met
Wikiwijs van
Kennisnet. Wikiwijs is hét onderwijsplatform waar je leermiddelen zoekt,
maakt en deelt.
Auteur
Mark Langerwerf
Je moet eerst inloggen om feedback aan de auteur te kunnen geven.
Laatst gewijzigd
2016-09-27 20:41:17
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.
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
IMSCC package
Wil je de Launch URL’s niet los kopiëren, maar in één keer downloaden? Download dan de IMSCC package.
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.
Bij het woord zout denk je misschien alleen aan het zout dat je in de keuken gebruikt. Maar er bestaan nog veel meer zouten. Een zoutoplossing geleidt stroom, terwijl gedemineraliseerd water dat niet doet. Op grond hiervan kunnen we concluderen dat er in een zout geladen deeltjes aanwezig zijn. Deze geladen deeltjes noemen we ionen.
Moleculen zijn opgebouwd uit atomen. De atomen van een molecuul zitten door middel van atoombindingen aan elkaar. Hoe zo'n atoombinding tot stand komt kunnen we het best duidelijk maken aan de hand van de kleinst mogelijke verbinding: een waterstofmolecuul (zie 4.7).
Atomaire stoffen geleiden geen stroom. Een uitzondering is 
