Hoofdstuk 3 - Moleculaire stoffen

Moleculaire stoffen

3.2 De bouw van stoffen

Om elektrische stroom te kunnen geleiden zijn er geladen deeltjes nodig die vrij kunnen bewegen. Stoffen zijn in te delen in drie groepen: (1) Metalen geleiden elektrische stroom in de vaste en in de vloeibare fase; (2) Zouten geleiden geen elektrische stroom in de vaste, maar wel in de vloeibare fase;(3) Moleculaire stoffen geleiden geen elektrische stroom in de vaste en in de vloeibare fase.

Het kristalrooster van metalen heet metaalrooster. De binding tussen de positieve metaalionen en de negatieve vrije ionen noemen we de metaalbinding. De metaalbinding is in het algemeen een sterke binding.

Het verschil in stroomgeleiding tussen metalen, zouten en moleculaire stoffen kun je verklaren met de bouw van de stoffen. Het kristalrooster van zouten heet ionrooster. De binding tussen de positieve en negatieve ionen noemen we de ionbinding. De meeste moleculaire stoffen hebben een molecuulrooster. De binding tussen de moleculen noemen we de vanderwaalsbinding.

3.3 Bindingen in moleculen

In de naam van een moleculaire stof waarvan de moleculen uit twee verschillende atoomsoorten bestaan gebruik je een voorvoegsel om de index uit de molecuulformule weer te geven. Daarachter plaats je de naam van de atoomsoort. De naam van de stof eindigt steeds op -ide, bijvoorbeeld: NO: stikstofmono-oxide; NO₂: stikstofdioxide; CO₂: koolstofdioxide

De atoombinding bevindt zich tussen de atomen in de moleculen. De atoombinding wordt gevormd door een gemeenschappelijk elektronenpaar. De covalentie van een atoom geeft het aantal atoombindingen aan dat een atoom kan vormen. Je kunt de covalentie van een atoomsoort afleiden uit het atoommodel van Bohr (1913) en uit de plaats in het periodiek systeem.

In een Lewisstructuur worden alle atoombindingen getekend en ook de valantie-elektronen die geen binding vormen. Bij de structuurformule van een molecuul worden alleen de atoombindingen getekend. Deze worden aangegeven met een streepje. De atoombinding is een sterke binding.

Het atoom met de hoogste elektronegativiteit trekt harder aan de elektronen en wordt daardoor een beetje negatief geladen, het andere atoom wordt een beetje positief geladen. Een atoombinding is apolair als het verschil in elektronegativiteit ≤ 0,4 is en polair als het verschil in elektronegativiteit tussen de 0,4 en 1,7 ligt. Is het verschil in elektronegativiteit > 1,7? Dan spreek je van een ionbinding.

3.4 Vanderwaalsbinding

De vanderwaalsbinding is de binding tussen moleculen. Hoe groter de molecuulmassa van de moleculen van een stof, hoe sterker de vanderwaalsbinding is en hoe hoger het smelt- en kookpunt van de stof.

Bij een groter contactoppervlak tussen de moleculen wordt de vanderwaalsbinding sterker.

3.5 Waterstofbruggen

Moleculaire stoffen waarvan de moleculen een OH- of NH-binding bevatten, hebben een hoger kookpunt dan je op grond van hun molecuulmassa zou verwachten.

Polaire atoombindingen in een molecuul kunnen leiden tot een molecuul met een ladingsverdeling. We noemen dit soort moleculen dipoolmoleculen. De binding tussen deze moleculen heet de dipool-dipoolbinding. Deze binding treedt op naast de vanderwaalsbinding, maar is vaak sterker.

Tussen moleculen met OH- en/of NH-groepen treedt behalve de vanderwaalsbinding, een extra binding op, die je de waterstofbrug noemt. De waterstofbrug is een redelijk sterke binding.

Moleculen die geen ladingsverdeling hebben, zijn apolair. Een apolair molecuul kan wel polaire atoombindingen hebben, maar het totale molecuul heeft door de bouw dan geen ladingsverdeling. Tussen deze moleculen is er alleen een vanderwaalsbinding.

3.6 Mengsels van moleculaire stoffen

Bij het oplossen van een stof worden de bindingen tussen de moleculen van deze stof verbroken. De moleculen vormen nieuwe bindingen met moleculen van het oplosmiddel. Apolaire stoffen lossen goed op in apolaire oplosmiddelen. Polaire stoffen lossen goed op in polaire oplosmiddelen.

Als een stof zich kan verdelen over meerdere oplosmiddelen ontstaat uiteindelijk een verdelingsevenwicht.

3.7 Volume van een mol gas

Bij constante temperatuur en druk bevatten gelijke volumes van verschillende gassen evenveel moleculen dus evenveel mol.

Je kunt gemeten waarden met elkaar vermenigvuldigen of op elkaar delen. De uitkomst van zo’n berekening heeft evenveel significante cijfers als de gemeten waarde met het kleinste aantal significante cijfers. Nullen waarmee een getal begint zijn nooit significant.

Het volume van één mol gas is bij gelijke temperatuur en druk voor alle gassen hetzelfde. Het volume van één mol gas noem je het ‘molair volume’, dat wordt weergegeven met het symbool V_m.

3.8 Percentage, promillage en ppm

Het percentage van een stof in een mengsel is het aantal delen van die stof per honderd delen mengsel. Het promillage van een stof in een mengsel is het aantal delen van die stof per duizend delen mengsel. Verder is het ppm van een stof in een mengsel het aantal delen van die stof per miljoen delen mengsel.