Toets 3 Flashcards
Ionbindingen
Metaalatomen geven elektronen af terwijl niet-metaal atomen elektronen opnemen hierbij het elektron van het metaal volledig over naar het niet-metaal. Zo ontstaan positieve en negatieve ionen die elkaar sterk aantrekken: ionbinding.
Atoombinding
bij de reactie van 2 niet-metalen worden er geen elektronen afgegeven. Er worden wel gemeenschappelijke elektronen gevormd. Deze bewegen rond de kern van het ene atoom als de kern van het andere atoom.
elektronegativiteit (EN)
het vermogen van een atoom om, in een binding met een ander atoom, de gemeenschappelijke elektronen naar zich toe te trekken.
De elektronegativiteit stijgt van links naar rechts en de elektronegativiteit stijgt van onder naar boven voor het meeste.
polaire atoombinding
delta EN tussen 0.1 en 1.6
ionkarakter
hoe grote delta EN hoe groter het ionkarakter
apolaire atoombinding
Delta EN 0
ionbinding vanaf
Delta EN 1.7
dipoolmolecule of polaire molecule
Het middelpunt van de positieve
ladingen valt niet samen met de negatieve
lading. De watermolecule heeft een positieve
pool en een negatieve pool.
apolaire molecule
het middelpunt van de negatieve ladingen
samen met de positieve lading. De molecule
heeft geen dipoolkarakter
het middelpunt van de negatieve ladingen
samen met de positieve lading. De molecule
heeft geen dipoolkarakter
apolaire molecule
Het middelpunt van de positieve
ladingen valt niet samen met de negatieve
lading. De watermolecule heeft een positieve
pool en een negatieve pool.
dipoolmolecule of polaire molecule
Dispersiekrachten (Londonkrachten)
het gevolg van de voortdurende beweging van de elektronen in de
molecule. Daardoor ontstaan tijdelijk dipolen die elkaar gedurende de korte levenstijd aantrekken.
Hoe groter de massa van de moleculen, hoe groter de dispersiekrachten en hoe hoger smelt- en
kookpunt en dus hoe kleiner de vluchtigheid.
Dipoolkrachten
Deze krachten treden enkel op tussen dipoolmoleculen (polaire moleculen).
De partieel positieve kant
van de ene molecule wordt aangetrokken door de partieel negatieve kant van de andere molecule.
Hoe groter het polaire karakter van de dipoolmolecule, hoe groter deze kracht.
steeds aanwezig
Ion-dipoolkrachten
een ionverbinding zoals natriumchloride in water brengt, ontstaan er vrije ionen (zie
verder). De vrijgekomen ionen trekken de watermoleculen (dipoolmoleculen) aan: ion-dipoolkrachten.
Uiteindelijk zal ieder ion omgeven zijn door een mantel van watermoleculen. Je noemt dat
gehydrateerde ionen.
Waterstofbrugkrachten
treden alleen op tussen moleculen waarin een H-atoom gebonden is aan een klein,
zeer elektronegatief atoom (F, O en N).
Het sterk partieel positieve H-atoom (omdat het enige elektron
weggezogen wordt) oefent een grote aantrekkingskracht uit op het partieel negatieve atoom van de
andere molecule en vormt als het ware een brug tussen beide moleculen
een ionverbinding zoals natriumchloride in water brengt, ontstaan er vrije ionen (zie
verder). De vrijgekomen ionen trekken de watermoleculen (dipoolmoleculen) aan: ion-dipoolkrachten.
Uiteindelijk zal ieder ion omgeven zijn door een mantel van watermoleculen. Je noemt dat
gehydrateerde ionen.
Ion-dipoolkrachten
treden alleen op tussen moleculen waarin een H-atoom gebonden is aan een klein,
zeer elektronegatief atoom (F, O en N).
Het sterk partieel positieve H-atoom (omdat het enige elektron
weggezogen wordt) oefent een grote aantrekkingskracht uit op het partieel negatieve atoom van de
andere molecule en vormt als het ware een brug tussen beide moleculen
Waterstofbrugkrachten
Deze krachten treden enkel op tussen dipoolmoleculen (polaire moleculen).
De partieel positieve kant
van de ene molecule wordt aangetrokken door de partieel negatieve kant van de andere molecule.
Hoe groter het polaire karakter van de dipoolmolecule, hoe groter deze kracht.
steeds aanwezig
Dipoolkrachten
het gevolg van de voortdurende beweging van de elektronen in de
molecule. Daardoor ontstaan tijdelijk dipolen die elkaar gedurende de korte levenstijd aantrekken.
Hoe groter de massa van de moleculen, hoe groter de dispersiekrachten en hoe hoger smelt- en
kookpunt en dus hoe kleiner de vluchtigheid
Dispersiekrachten (Londonkrachten)
Kleine samenvatting van intermoleculairekrachten.
Tussen alle moleculen heersen dispersiekrachten.
Tussen polaire moleculen heersen ook dipoolkrachten.
Tussen o.a. HF, H2O en NH3 heersen heel sterke dipoolkrachten: waterstofbrugkrachten.
Tussen gehydrateerde ionen heersen ion-dipoolkrachten.
Bij vergelijkbare massa geldt: dispersiekrachten < dipoolkrachten < waterstofbrugkrachten < iondipoolkrachten.
ionverbinding - polair oplosmiddel
goed oplosbaar; geleidend
ionverbinding - apolair oplosmiddel
niet oplosbaar; niet geleidend
apolaire molecuulverbinding - polair oplosmiddel
slecht oplosbaar; niet geleidend
apolaire molecuulverbinding - apolair oplosmiddel
goed oplosbaar (paarse oplossing);
niet geleidend bij I2 en C6H12
Metaal
Geleidbaarheid
Geleid als vaste stof en als vloeistof
Hydroxide
Geleidbaarheid
Geleid als waterige oplossing en als vloeistof.
Alchohol
Geleidbaarheid
Nooit
Zuur
Geleidbaarheid
als waterige oplossing
Alkaan
Geleidbaarheid
Nooit
Zout
Geleidbaarheid
geleid als waterige oplossing en als vloeistof
