Hoofdstuk 5, Oplossen en Mengen

Hoofdstuk 5 Oplossen en mengen
5.1 Moleculaire stoffen Zouten en metalen bestaan niet uit moleculen. Moleculaire stoffen bestaan wel uit moleculen en bevatten geen metaalatomen. Alle gassen zijn moleculaire stoffen (zuurstof, ammoniak), vloeistoffen bij kampertemperatuur (water, benzine), en vaste stoffen waarvan het smeltpunt onder de 300 graden is (kaarsvet). Moleculaire stoffen geleiden in vaste, gesmolten en opgeloste toestand géén elektriciteit. Voor elektrisch geleidingsvermogen zijn vrij bewegende geladen deeltjes in een stof noodzakelijk. De moleculen in de opgeloste en gesmolten toestand kunnen wel vrij bewegen maar zijn ongeladen en dus geen geleiding. Edelgassen zijn moleculaire stoffen (met zwakke vanderwaalskrachten). Vanderwaalskrachten of –bindingen zijn zwakke aantrekkende krachten die tussen moleculen heersen (na Nederlanders J.D. van der Waals 1837-1923). Je kunt ook spreken van een molecuulbinding. Een molecuulbinding of vanderwaalsbinding is de binding die ontstaat door de aantrekkingskracht tussen moleculen. Vanderwaalsbindingen zijn sterk genoeg om de moleculen bij elkaar te houden, je hebt dan een vaste stof. Wanneer de vanderwaalsbindingen worden verbroken, door verwarming, gaat de stof over van vloeibaar naar gas. Wanneer de vanderwaalskracht tussen de moleculen sterker is, zal het kookpunt van de stof hoger liggen. Over het algemeen hebben stoffen met grote molecuulmassa’s hogere kookpunten dan stoffen met kleine molecuulmassa’s. Molecuulrooster. In vaste toestand kunnen moleculaire stoffen een regelmatige rangschikking van de moleculen hebben. Door de zwakke bindingen tussen de moleculen smelten stoffen met een molecuulrooster al bij vrij lage temperatuur. 5.2 Krachten in en tussen de moleculen Atoombinding of covalente binding is een binding door een gemeenschappelijk elektronenpaar. Deze binding komt voor tussen niet-metaalatomen in moleculaire stoffen. Een streepje in een structuurformule geeft één gemeenschappelijk elektronenpaar aan. Het aantal streepjes in de covalentie (H2 covalentie 1, O2 covalentie 2, N2 covalentie 3). Polaire atoombinding of polaire binding is een atoombinding tussen twee atomen met verschillende elektronegativiteit. Bij een atoombinding tussen twee atomen van dezelfde atoomsoort trekken de atomen even hard aan het gemeenschappelijke elektronenpaar. Bij verschillende atoomsoorten ligt dat anders, de één trekt harder dan de ander. De mate waarin een atoom een elektronenpaar aantrekt noem je de elektronegativiteit van die atoomsoort. Een gemeenschappelijk elektronenpaar bevindt zich meer bij het atoom met de grootste elektronegativiteit. Dit atoom krijgt daardoor een kleine negatieve lading (delta -) en de andere krijgt een +lading. Bindingen tussen verschillende atoomsoorten leiden niet altijd tot het ontstaan van polaire bindingen. Soms is het te klein en blijft het een atoombinding. Soms is het verschil zo groot dat de binding meer van ionair karakter is, we gaan er dan van uit dat dit het geval is bij de binding tussen een metaal en een niet-metaal. Dipoolmoleculen. Een dipool is een deeltje met aan de ene kant een kleine positieve lading en aan de andere kant een negatieve lading. Dat een molecuul een dipool is, komt door de aanwezigheid van een polaire binding. Het molecuul is als geheel dus wel neutraal, maar de ladingen zijn ongelijk verdeeld. Er is een d+ en d- kant. H20 heeft 2 polaire bindingen. De bindingshoek, tussen O en H atomen is 105 graden. Het centrum van de positieve ladingen valt zo niet samen met het centrum van de negatieve ladingen (dus + en – kant). Naast de aanwezigheid van een of meer polaire bindingen is de ruimtelijke bouw van het molecuul van belang. De beide polaire dingen kunnen elkaars werking opheffen, wanneer deze bijvoorbeeld een lineaire structuur heeft, en de molecuul is dan ook géén dipool. Moleculen zijn dipolen als er polaire bindingen zijn en de centra van positieve en negatieve ladingen niet samenvallen. Daarvoor moet je de bindingshoeken weten, die vind je in binas 53b. Dipool-dipoolbinding is de binding tussen dipoolmoleculen waarbij de positieve kant van een molecuul de negatieve kant van een andere molecuul aantrekt. Dit is een extra kracht tussen de moleculen. Het is een extra binding naast de vanderwaalsbinding. Smelt- en kookpunten zijn daarom hoger dan bij stoffen met vergelijkbare molecuulmassa die alleen een vanderwaalsbinding hebben. Moleculaire stoffen deel je op in twee groepen; Een polaire stof is een moleculaire stof waarvan de moleculen dipolen zijn. Een apolaire stof is een moleculaire stof waarvan de molecuul géén dipolen zijn.
Dipool-ionbinding Zouten zijn ionaire stoffen. Veel zouten lossen op in polaire stoffen, bijvoorbeeld water. Bij oplossen in water is er sprake van hydratatie; de buitenste ionen in een zoutkristal worden omringd door watermoleculen. Omdat de moleculen van water dipolen zijn, zullen de positieve kanten van de watermoleculen zich naar de negatieve ionen van het zout richten. De negatieve kanten van de watermoleculen richten zich naar de positieve ionen. Daardoor kunnen er ionen uit het kristalrooster getrokken worden en ontsnappen, dit gaat door tot de oplossing verzadigd is. Bij hydratatie van ionen worden deze omringd door dipool-moleculen. De negatieve kant van het molecuul richt zich naar het positieve ion, de positieve kant naar het negatieve ion. Dit is een dipool-ionbinding. Ionen van een slecht oplosbaar zout trekken elkaar te sterk aan en zijn niet goed oplosbaar in water. 5.3 Waterstofbruggen. Stoffen met een OH groep of een NH groep hebben vergeleken met stoffen met dezelfde molecuulmassa’s hogere kookpunten en smeltpunten. Een waterstofbrug of H brug is de binding tussen moleculen waarbij zich een H atoom bevindt tussen twee O of twee N atomen, of tussen een O en een N atoom. De H brug is zwakker dan de atoombinding, polaire binding of ionbinding, maar sterker dan de vanderwaalsbinding. Het kost dus meer energie om waterstofbruggen te verbreken dan vanderwaalsbindingen en bindingen tussen dipoolmoleculen. De H-brug is sterker dan de dipool-dipooldingen, doordat: - O en N sterk elektronegatieve elementen zijn, en dus de d- en de d+ ladingen groter zijn dan in andere gevallen - De afstanden tussen de ladingen klein zijn, het gaat om kleine atomen
Stoffen met waterstofbruggen hebben dus een hoger kookpunt dan je zou verwachten. Bij het bevriezen van water zet water uit doordat een maximaal aantal waterstofbruggen wordt gevormd (vier vanuit elk molecuul). Je krijgt dan sneeuwkristallen, de waterstofbruggen zorgen voor de zeshoekige structuur. Bij de meeste stoffen is de dichtheid van de vaste stof groter dan de vloeistoffen. Bij water is dit niet het geval. Ijs bevat door de waterstofbruggen veel lege ruimten, daardoor drijft het op water. 5.4 Hydrofiele en hydrofobe stoffen. Wanneer een moleculaire stof goed in water oplost, spreek je van een hydrofiele stof (waterminnend). De goede oplosbaarheid is vaak het gevolg van de vorming van waterstofbruggen. Moleculaire stoffen die niet goed in water oplossen, noem je hydrofobe stoffen (watervrezend). Hydrofiele stoffen lossen goed op in andere hydrofiele stoffen, en slecht op in hydrofobe stoffen. Hydrofobe stoffen lossen goed op in andere hydrofobe stoffen.