Samenvattingen · ScheikundeNL · HAVO

Chemische bindingen en eigenschappen

Dit onderwerp behandelt de drie chemische bindingstypen — de covalente atoombinding, de ionbinding en de metaalbinding — en laat zien hoe de bouw op deeltjesniveau de eigenschappen van een stof bepaalt. Je leert Lewisstructuren tekenen, ionen en ionroosters begrijpen, het elektronenzee-model van metalen toepassen, en met polariteit en intermoleculaire krachten kook- en smeltpunten en oplosbaarheid verklaren. Dit is verplichte centraal-examenstof (CE) scheikunde HAVO.

4 Onderdelen~21 min leestijd4 VaardighedenNiveau Standaard 4

T·0333 / 15

Examenprofiel

De covalente atoombinding en Lewisstructuren begrijpen: gemeenschappelijke en niet-bindende elektronenparen, en de octet-/edelgasregel toepassen.Ionbinding, ionrooster en de metaalbinding (elektronenzee-model) verklaren en de eigenschappen van zouten en metalen op deeltjesniveau onderbouwen.Het bindingstype van een stof bepalen uit de plaats van de elementen in het periodiek systeem.Polariteit (elektronegativiteit, dipool δ+/δ−) en de intermoleculaire krachten (vanderwaals, dipool-dipool, waterstofbrug) gebruiken om kook-/smeltpunt en oplosbaarheid te verklaren.

Operatoren:leg uitverklaarberedeneergeef de reactievergelijkingstel optekennoembepaal

basisniveau

Ken de drie bindingstypen en hun kenmerkende eigenschappen, en herken bij een gegeven stof welk bindingstype er heerst.

verhoogd niveau

Verklaar eigenschappen (smeltpunt, geleiding, oplosbaarheid) volledig op deeltjesniveau en beredeneer polariteit en intermoleculaire krachten in onbekende contexten.

Diepte

Tekst

Inhoud · 4 onderdelen

Chemische bindingen en eigenschappen

De covalente atoombinding#

Standaardexamenblad-nl

Het stikstofmolecuul N₂ met een drievoudige binding

Afb. 1In stikstofgas delen de twee stikstofatomen drie elektronenparen: een drievoudige binding (N≡N). Elk stikstofatoom houdt daarnaast één niet-bindend (vrij) elektronenpaar over. Deze zeer sterke binding maakt N₂ weinig reactief.

Atomen komen in de natuur zelden alleen voor; ze binden zich aan elkaar tot moleculen of grotere structuren, omdat ze daarmee een lagere, stabielere energie bereiken. Het eerste van de drie bindingstypen is de covalente atoombinding, kortweg de atoombinding. Die ontstaat tussen niet-metaalatomen: twee atomen delen samen één of meer elektronenparen. Zo'n gedeeld paar heet een gemeenschappelijk (bindend) elektronenpaar, en het hoort tegelijk bij béíde atomen. De atomen die op deze manier aan elkaar vastzitten vormen samen een molecuul, en een stof die uit moleculen bestaat noemen we een molecuulstof. In de figuur zie je het stikstofmolecuul

\ce{N2}

, waarin twee stikstofatomen door een binding bijeen worden gehouden.

Waaróm delen atomen elektronen? Elk atoom „streeft” naar de bijzonder stabiele elektronenverdeling van een edelgas: een volle buitenste schil met acht elektronen (de octetregel), of twee elektronen bij de kleinste atomen zoals waterstof (de edelgasregel). Door een elektronenpaar te delen telt dat paar voor béíde atomen mee, zodat ze allebei richting die volle schil opschuiven. Op deeltjesniveau is de binding een elektrische aantrekking: het negatieve gemeenschappelijke elektronenpaar zit tussen de twee positieve atoomkernen in en trekt die naar elkaar toe. De binding is dus geen „lijmlaagje”, maar het gevolg van de aantrekking tussen de kernen en het gedeelde elektronenpaar, precies in evenwicht met de onderlinge afstoting van de twee kernen.

Atomen kunnen niet alleen één, maar ook meer elektronenparen tegelijk delen. Delen ze één paar, dan spreken we van een enkelvoudige binding (bijvoorbeeld

\ce{H-H}

in waterstof

\ce{H2}

); delen ze twee paren, dan is het een dubbele binding (zoals

\ce{O=O}

in zuurstof

\ce{O2}

); en delen ze drie paren, dan een drievoudige binding (zoals in stikstof,

\ce{N#N}

). Hoe meer paren de atomen delen, hoe sterker en korter de binding wordt: een drievoudige binding is korter en veel moeilijker te verbreken dan een enkelvoudige. Dat verklaart waarom stikstofgas zo weinig reactief is — de drievoudige binding in

\ce{N2}

is uitzonderlijk sterk. In de figuur zijn de drie gedeelde elektronenparen van

\ce{N2}

als een drievoudige binding getekend.

Een overzichtelijke manier om moleculen weer te geven is de Lewisstructuur (een structuurformule met alle elektronenparen erin). Elk bindend elektronenpaar teken je als een streepje tussen de atomen; elk niet-bindend elektronenpaar — ook wel vrij of eenzaam elektronenpaar genoemd — teken je als twee puntjes bij het atoom zelf. Niet-bindende paren zijn dus de buitenste elektronen die níet in een binding zitten. In ammoniak

\ce{NH3}

vormt stikstof drie bindingen met drie waterstofatomen en houdt het één vrij elektronenpaar over; in water

\ce{H2O}

heeft het zuurstofatoom twee bindingen en twee vrije paren. Die vrije paren zijn geen bijzaak: ze bepalen mede de vorm van het molecuul en spelen later een sleutelrol bij de waterstofbruggen en bij zuur-basereacties.

Omdat de atomen bínnen een molecuul stevig door atoombindingen bijeen worden gehouden, maar de moleculen onderling slechts zwak aan elkaar trekken, hebben molecuulstoffen meestal een laag smeltpunt en kookpunt; veel ervan zijn bij kamertemperatuur een gas of een vloeistof. Ze geleiden bovendien geen elektrische stroom, want er zijn geen vrij bewegende geladen deeltjes aanwezig. Een belangrijk randgeval is dat sommige stoffen met alléén atoombindingen tóch een keihard, zeer hoog smeltend rooster vormen — denk aan diamant, waarin elk koolstofatoom via vier atoombindingen aan buuratomen vastzit tot één gigantisch netwerk. Zulke atoomroosters horen bij de uitzonderingen. In de volgende paragrafen leer je de twee andere bindingstypen kennen — de ionbinding en de metaalbinding — en waarom hun stoffen zich zo anders gedragen.

Uitgewerkt voorbeeld

De Lewisstructuur van ammoniak

Teken de Lewisstructuur van ammoniak $\ce{NH3}$ en bepaal het aantal bindende en niet-bindende elektronenparen.

Stap 1 — Tel de buitenste elektronen
Stikstof staat in groep 15 en heeft 5 buitenste elektronen; elk waterstofatoom heeft er 1. Samen zijn dat 5 + 3 × 1 = 8 buitenste elektronen, oftewel 4 elektronenparen.
Stap 2 — Vorm de bindingen
Stikstof deelt met elk van de drie waterstofatomen één elektronenpaar. Dat kost 3 paren: er ontstaan 3 bindende (gemeenschappelijke) elektronenparen.
Stap 3 — Plaats de rest als vrij paar en controleer
Van de 4 paren blijft er na 3 bindingen 1 over: dat is het niet-bindende (vrije) elektronenpaar op stikstof. Stikstof heeft nu 3 bindingen + 1 vrij paar = 8 elektronen (octet); elk waterstofatoom heeft 1 binding = 2 elektronen (edelgasregel).

Resultaat: Resultaat: ammoniak $\ce{NH3}$ heeft 3 bindende elektronenparen en 1 niet-bindend elektronenpaar; alle atomen voldoen aan de octet- of edelgasregel.

Veelgemaakte fouten

De niet-bindende (vrije) elektronenparen vergeten mee te tekenen of mee te tellen, waardoor het octet van een atoom niet meer klopt.
De covalente atoombinding verwarren met de ionbinding — bij een atoombinding wórden elektronen gedeeld, niet overgedragen.
Denken dat een molecuulstof elektrische stroom geleidt; daarvoor ontbreken de vrij bewegende geladen deeltjes.

Actieve herhaling

Teken de Lewisstructuur van methaan $\ce{CH4}$ en van water $\ce{H2O}$ . Geef bij elk molecuul het aantal bindende en het aantal niet-bindende elektronenparen, en controleer of elk atoom aan de octet- of edelgasregel voldoet.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde (HAVO) (CvTE / Examenblad)

Ionbinding en het ionrooster#

Standaardexamenblad-nl

Eigenschappen van zouten verklaard op deeltjesniveau

Afb. 2Elke macroscopische eigenschap van een zout is terug te voeren op de ionen en het sterke ionrooster.

Het tweede bindingstype, de ionbinding, ontstaat op een heel andere manier dan de atoombinding. Waar niet-metaalatomen elektronen délen, drágt bij een ionbinding een metaalatoom elektronen volledig óver aan een niet-metaalatoom. De ionbinding treedt dan ook op tussen een metaal en een niet-metaal. Door die overdracht ontstaan geladen deeltjes — ionen — en de binding is de elektrische aantrekking tussen de positief en de negatief geladen ionen. Een stof die uit ionen is opgebouwd, heet een zout. Het grote verschil met de atoombinding zit dus in twee dingen: delen (atoombinding) tegenover overdragen (ionbinding), en neutrale moleculen tegenover geladen ionen.

Bekijk het ontstaan van keukenzout,

\ce{NaCl}

. Een natriumatoom heeft één elektron in zijn buitenste schil; door dat ene elektron af te staan houdt het een volle schil daaronder over en wordt het een positief ion,

\ce{Na+}

. Een chlooratoom mist juist één elektron voor een volle schil; het neemt dat elektron op en wordt een negatief ion,

\ce{Cl-}

. In halfreacties:

\ce{Na -> Na+ + e-}

\ce{Cl2 + 2e- -> 2Cl-}

. De lading van een ion volgt uit de plaats in het periodiek systeem: groep 1 geeft 1+ en groep 2 geeft 2+, terwijl groep 17 juist 1− en groep 16 juist 2− vormt. Zo wordt magnesium

\ce{Mg^2+}

en zuurstof

\ce{O^2-}

De ionen rangschikken zich niet als losse moleculen, maar als een regelmatig, driedimensionaal ionrooster: positieve en negatieve ionen liggen om en om, zó dat elk ion door meerdere tegengesteld geladen buren wordt aangetrokken. Er bestaat dus geen „

\ce{NaCl}

-molecuul”; de formule

\ce{NaCl}

is een verhoudingsformule die alleen de verhouding van de ionen aangeeft — hier 1 : 1. Die verhouding volgt uit ladingbehoud: de totale positieve lading moet de totale negatieve lading precies opheffen. Bij calciumchloride heeft

\ce{Ca^2+}

twee positieve ladingen en

\ce{Cl-}

één negatieve, dus zijn er twee chloride-ionen per calciumion nodig: de verhoudingsformule wordt

\ce{CaCl2}

De eigenschappen van zouten volgen rechtstreeks uit dit rooster. Om een zout te smelten of te laten koken moet je heel veel sterke ionbindingen tegelijk verbreken, en dat kost veel energie; daarom hebben zouten een hoog smeltpunt en kookpunt en zijn ze bij kamertemperatuur vast. Bovendien zijn zouten hard maar bros: druk je op een ionrooster, dan schuiven hele lagen ionen over elkaar heen, komen gelijk geladen ionen tegenover elkaar te liggen, stoten die elkaar krachtig af en splijt de kristal. Een metaal buigt in zo'n situatie juist mee, maar een zout knapt — dat verschil in gedrag komt straks bij de metaalbinding terug.

Ook het geleidingsgedrag van zouten laat zich met het rooster verklaren. Als vaste stof geleidt een zout géén stroom, want de ionen zitten muurvast op hun plek in het rooster en kunnen niet bewegen. Smelt je het zout of los je het op in water, dan komen de ionen los en kunnen ze wél vrij bewegen: een gesmolten of opgelost zout geleidt daardoor wél elektrische stroom. Veel zouten lossen bovendien goed op in water, doordat de polaire watermoleculen de ionen omringen en uit het rooster lostrekken (de oplosbaarheidstabel staat in BINAS). Dat vrij bewegende ionen in een oplossing stroom geleiden, is precies de basis onder de zuur-base- en de redoxreacties die je later behandelt. In de tabel bij deze paragraaf zie je de belangrijkste eigenschappen van zouten met hun verklaring op deeltjesniveau.

\ce{Na -> Na+ + e-}

elektronenafgifte (metaal)

Een natriumatoom staat één elektron af en wordt daarbij het positieve ion $\ce{Na+}$ .

\ce{Cl2 + 2e- -> 2Cl-}

elektronenopname (niet-metaal)

Chloor neemt elektronen op; per chlooratoom ontstaat één $\ce{Cl-}$ -ion.

Uitgewerkt voorbeeld

De verhoudingsformule van magnesiumchloride afleiden

Leid uit het periodiek systeem de ionen en de verhoudingsformule van magnesiumchloride af.

Stap 1 — Bepaal de ionladingen
Magnesium staat in groep 2 en staat 2 elektronen af: $\ce{Mg^2+}$ . Chloor staat in groep 17 en neemt 1 elektron op: $\ce{Cl-}$ .
$\ce{Mg^2+} \qquad \ce{Cl-}$
Stap 2 — Pas ladingbehoud toe
De totale positieve lading moet de totale negatieve lading opheffen. Eén $\ce{Mg^2+}$ draagt 2+, dus zijn er 2 ionen $\ce{Cl-}$ (elk 1−) nodig: 2 × (1−) = 2−, wat de 2+ precies compenseert.
Stap 3 — Schrijf de verhoudingsformule
De verhouding $\ce{Mg^2+} : \ce{Cl-}$ is 1 : 2, dus de verhoudingsformule is $\ce{MgCl2}$ .
$\ce{Mg^2+ + 2Cl- -> MgCl2}$

Resultaat: Resultaat: magnesiumchloride bestaat uit $\ce{Mg^2+}$ - en $\ce{Cl-}$ -ionen in de verhouding 1 : 2; de verhoudingsformule is $\ce{MgCl2}$ .

Veelgemaakte fouten

Praten over een „ $\ce{NaCl}$ -molecuul”; een zout bestaat uit ionen in een rooster, en $\ce{NaCl}$ is een verhoudingsformule, geen molecuulformule.
Denken dat een vast zout elektrische stroom geleidt; dat kan pas als het gesmolten of opgelost is en de ionen kunnen bewegen.
Verkeerde ionladingen kiezen (bijvoorbeeld $\ce{Na^2+}$ of $\ce{Cl2-}$ ) in plaats van de lading die bij de groep in het periodiek systeem hoort.

Actieve herhaling

Geef de ionen (met lading) en de verhoudingsformule van magnesiumchloride en van natriumoxide. Leg daarna op deeltjesniveau uit waarom vast keukenzout geen stroom geleidt, maar gesmolten of opgelost keukenzout wél.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde (HAVO) (CvTE / Examenblad)

De metaalbinding#

Standaardexamenblad-nl

De drie chemische bindingstypen vergeleken

Afb. 3De drie bindingstypen verschillen in de deeltjes die ze binden, en dat verschil bepaalt de eigenschappen van de stof.

Het derde bindingstype, de metaalbinding, vind je in metalen en legeringen — dus tussen metaalatomen onderling. In een metaal staan de atomen hun buitenste elektronen niet aan één bepaald buuratoom af, maar geven ze die elektronen als het ware „aan de gemeenschap”: de buitenste elektronen komen los en kunnen zich vrij door het hele metaal bewegen. Wat overblijft zijn positief geladen atoomrompen (metaalionen), die op vaste plaatsen in een rooster liggen. De metaalbinding is de aantrekking tussen die positieve atoomrompen en de „zee” van vrij bewegende, negatieve elektronen eromheen. Dit beeld heet daarom het elektronenzee-model.

Het bijzondere aan dit model is dat de vrije (ook wel gedelokaliseerde) elektronen niet bij één atoom horen, maar bij het metaal als geheel. Ze vormen een negatieve „lijm” die de positieve atoomrompen in álle richtingen tegelijk bijeenhoudt. Juist die bewegelijke elektronenzee verklaart bijna alle typische eigenschappen van metalen — de geleiding, de vervormbaarheid en de glans — terwijl de sterke aantrekking tussen de rompen en de zee zorgt voor over het algemeen hoge smeltpunten. Omdat de atoomrompen niet aan vaste partners gebonden zijn zoals de ionen in een zout, gedraagt een metaal zich heel anders dan een zout, ook al zijn beide een rooster van geladen deeltjes.

De elektrische geleiding van metalen volgt direct uit de vrije elektronen. Sluit je een metaal aan op een spanningsbron, dan kunnen de gedelokaliseerde elektronen meteen gaan stromen — een metaal geleidt daarom stroom, en anders dan een zout doet het dat óók in vaste toestand. Dezelfde elektronenzee geleidt bovendien warmte goed: de snel bewegende elektronen geven hun bewegingsenergie vlot door aan de rest van het metaal, zodat een metalen pan de warmte van de vlam snel naar het voedsel doorgeeft. Vergelijk je de drie bindingstypen, dan geleidt een metaal altijd, een zout alleen gesmolten of opgelost, en een molecuulstof nooit.

Ook de vervormbaarheid van metalen past in het model. Duw je tegen een metaal, dan schuiven hele lagen atoomrompen over elkaar heen, maar de elektronenzee stroomt gewoon mee en blijft de rompen bijeenhouden; er komen — anders dan in een zout — geen gelijke ladingen tegenover elkaar te staan. Daardoor buigt, plet of smeedt een metaal zonder te breken (het is buigzaam en pletbaar), terwijl een zout in dezelfde situatie splijt. De vrije elektronen weerkaatsen bovendien licht, wat metalen hun kenmerkende glans geeft. En doordat de aantrekking tussen de rompen en de zee sterk is, hebben de meeste metalen een hoog smeltpunt, al verschilt dat sterk per metaal (kwik is bij kamertemperatuur zelfs vloeibaar).

Zuivere metalen worden in de praktijk vaak gemengd tot een legering: een combinatie van een metaal met één of meer andere (metaal)atomen, zoals brons (koper en tin), messing (koper en zink) en staal (ijzer met een beetje koolstof). Doordat de ingemengde atomen een andere grootte hebben, kunnen de lagen atoomrompen minder makkelijk over elkaar schuiven; een legering is daardoor meestal harder en sterker dan het zuivere metaal, en soms beter bestand tegen corrosie. Zo stem je de eigenschappen af op het gebruik. Dat metalen hun elektronen makkelijk afstaan, kom je later weer tegen: bij redoxreacties treden metalen op als elektronengevers (reductoren). In de tabel vergelijk je de drie bindingstypen nog eens naast elkaar.

Uitgewerkt voorbeeld

Het bindingstype bepalen uit het periodiek systeem

Bepaal voor keukenzout $\ce{NaCl}$ , water $\ce{H2O}$ en ijzer $\ce{Fe}$ welk bindingstype er heerst, met behulp van de plaats van de elementen in het periodiek systeem.

Stap 1 — Metaal of niet-metaal?
Deel de elementen in: natrium (Na) en ijzer (Fe) zijn metalen; chloor (Cl), waterstof (H) en zuurstof (O) zijn niet-metalen.
Stap 2 — Pas de combinatieregel toe
Metaal + niet-metaal geeft een ionbinding, niet-metaal + niet-metaal geeft een atoombinding, en metaal + metaal (of een zuiver metaal) geeft een metaalbinding.
Stap 3 — Trek de conclusie per stof
$\ce{NaCl}$ = metaal (Na) + niet-metaal (Cl) → ionbinding (een zout). $\ce{H2O}$ = niet-metaal (H) + niet-metaal (O) → atoombinding (een molecuulstof). $\ce{Fe}$ = een zuiver metaal → metaalbinding.

Resultaat: Resultaat: $\ce{NaCl}$ heeft een ionbinding, $\ce{H2O}$ een atoombinding en $\ce{Fe}$ een metaalbinding — precies af te leiden uit de plaats van de elementen in het periodiek systeem.

Veelgemaakte fouten

Denken dat een metaal uit moleculen bestaat; een metaal is een rooster van atoomrompen in een zee van vrije elektronen.
De geleiding van de drie bindingstypen door elkaar halen: een metaal geleidt altijd, een zout alleen gesmolten of opgelost, en een molecuulstof nooit.
„Vrije elektronen” ook toeschrijven aan zouten of molecuulstoffen; die bewegelijke elektronenzee hoort uitsluitend bij de metaalbinding.

Actieve herhaling

Leg met het elektronenzee-model uit waarom koper zowel elektrische stroom geleidt als goed buigzaam is. Verklaar daarna waarom een zout in dezelfde omstandigheden juist breekt in plaats van te buigen.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde (HAVO) (CvTE / Examenblad)

Polariteit en intermoleculaire krachten#

Standaardexamenblad-nl

Het polaire watermolecuul met twee vrije elektronenparen

Afb. 4Water is geknikt en polair: het zuurstofatoom draagt een δ−-lading en de waterstofatomen een δ+-lading. De twee vrije elektronenparen op het zuurstofatoom kunnen waterstofbruggen met andere watermoleculen vormen.

Tot nu toe deden we alsof atomen een elektronenpaar altijd eerlijk delen, maar dat klopt lang niet altijd. Elk atoom heeft een zekere „trekkracht” op een gedeeld elektronenpaar; die trekkracht heet de elektronegativiteit. Verbinden twee gelijke atomen zich, zoals in

\ce{Cl2}

, dan trekken ze even hard en zit het paar precies in het midden: een apolaire atoombinding. Verschillen de atomen in elektronegativiteit, dan trekt het meest elektronegatieve atoom het paar naar zich toe. Dat atoom krijgt daardoor een klein negatief ladingsoverschot (δ−) en zijn partner een klein positief tekort (δ+). Zo'n binding met een δ+- en een δ−-kant heet een polaire atoombinding, en het bijbehorende ladingsverschil noemen we een dipool.

Een binding kan polair zijn zonder dat het hele molecuul polair is — de vórm beslist. In koolstofdioxide

\ce{CO2}

zijn de twee

\ce{C=O}

-bindingen elk sterk polair, maar het molecuul is kaarsrecht (

\ce{O=C=O}

), zodat de twee even grote dipolen precies tegengesteld wijzen en elkaar opheffen:

\ce{CO2}

is als geheel apolair. Water

\ce{H2O}

is daarentegen geknikt; de twee

\ce{O-H}

-dipolen wijzen dezelfde kant op en versterken elkaar tot één netto dipool, waardoor water een polair molecuul is. Onthoud dus de volgorde: kijk eerst naar de bindingen (polair of niet), en daarna naar de symmetrie van het molecuul.

Nu de sleutel tot de smelt- en kookpunten. Bínnen een molecuul zitten de atomen vast met sterke atoombindingen, maar tússen de moleculen werken veel zwakkere aantrekkingskrachten: de intermoleculaire krachten. Als een molecuulstof smelt of kookt, breken niet de atoombindingen (het molecuul blijft heel) — je verbreekt alleen die zwakke krachten tússen de moleculen. Daarom bepalen juist de intermoleculaire krachten hoe hoog het smelt- en kookpunt van een molecuulstof liggen. Er zijn drie soorten, in oplopende sterkte: de vanderwaalskrachten, de dipool-dipoolkrachten en de waterstofbruggen. In de figuur bij deze paragraaf zie je het polaire watermolecuul met zijn twee vrije elektronenparen, een voorbode van de waterstofbrug.

De vanderwaalskrachten werken tussen álle moleculen, ook tussen volkomen apolaire. Ze ontstaan doordat de elektronenwolk van een molecuul voortdurend een beetje heen en weer „klotst”, zodat er steeds heel even een tijdelijke dipool ontstaat die een buurmolecuul aantrekt. Deze krachten zijn zwak, maar ze worden sterker naarmate een molecuul groter is en meer elektronen heeft. Daardoor stijgt het kookpunt binnen een reeks gelijksoortige stoffen met de molecuulmassa: in de reeks

\ce{F2}

\ce{Cl2}

\ce{Br2}

\ce{I2}

loopt het kookpunt op van een gas (

\ce{F2}

) tot een vaste stof (

\ce{I2}

), en bij de alkanen kookt een lang molecuul bij een veel hogere temperatuur dan een kort. Meer elektronen, meer contact, sterkere vanderwaalskracht.

Bij polaire moleculen komt daar de dipool-dipoolkracht bovenop: de δ+-kant van het ene molecuul trekt de δ−-kant van het andere aan, wat extra bijdraagt aan een hoger kookpunt. De sterkste intermoleculaire kracht is de waterstofbrug. Die treedt op wanneer een waterstofatoom vastzit aan een sterk elektronegatief atoom — stikstof, zuurstof of fluor (N, O of F) — en zich richt op een vrij elektronenpaar van een N, O of F in een ander molecuul. Waterstofbruggen verklaren waarom water zo'n uitzonderlijk hoog kookpunt heeft (zie het uitgewerkte voorbeeld). Ten slotte bepalen deze krachten de oplosbaarheid, samengevat als „gelijksoortig lost op in gelijksoortig”: polaire stoffen (zoals zout en suiker) lossen goed op in het polaire water, terwijl apolaire stoffen (zoals olie en vet) daar niet in mengen maar wél in apolaire oplosmiddelen. Deze regel gebruik je straks bij scheiden, extraheren en in de biochemie.

Uitgewerkt voorbeeld

Waarom water een uitzonderlijk hoog kookpunt heeft

Water $\ce{H2O}$ kookt bij $100\ ^{\circ}\text{C}$ , terwijl je op grond van de reeks verwante stoffen een veel lager kookpunt zou verwachten. Verklaar dit met de intermoleculaire krachten.

Stap 1 — Bekijk de verwante stoffen
De zwaardere verwanten van water, $\ce{H2Te}$ , $\ce{H2Se}$ en $\ce{H2S}$ , koken bij ongeveer −2, −41 en −60 °C. Naarmate de moleculen kleiner en lichter worden, daalt het kookpunt — dat is het vanderwaals-effect.
Stap 2 — Extrapoleer de verwachting voor water
Zet je die dalende lijn door naar het nog kleinere watermolecuul, dan zou je voor water een kookpunt van rond de −80 °C verwachten. Op grond van alleen de vanderwaalskrachten zou water dus een gas moeten zijn bij kamertemperatuur.
Stap 3 — Verklaar het verschil met waterstofbruggen
In water zit H aan het sterk elektronegatieve O, en O heeft vrije elektronenparen; daardoor vormen watermoleculen onderling sterke waterstofbruggen. Die extra kracht moet je bij het koken óók verbreken, wat veel meer energie kost en het kookpunt naar +100 °C tilt.

Resultaat: Resultaat: het verwachte kookpunt van rond de −80 °C wordt door de waterstofbruggen opgetild naar de gemeten +100 °C — een verschil van bijna 180 °C. De uitzonderlijk sterke waterstofbruggen maken water tot een vloeistof bij kamertemperatuur.

Veelgemaakte fouten

De zwakke intermoleculaire krachten verwarren met de veel sterkere atoombinding, en denken dat bij het koken de covalente bindingen bínnen het molecuul breken.
Aannemen dat elk molecuul met polaire bindingen ook polair is; door de symmetrie is $\ce{CO2}$ als geheel apolair.
Een waterstofbrug toekennen aan waterstof gebonden aan koolstof; waterstofbruggen ontstaan alleen bij H gebonden aan N, O of F.

Actieve herhaling

Leg uit waarom het kookpunt oploopt in de reeks $\ce{F2}$ , $\ce{Cl2}$ , $\ce{Br2}$ , $\ce{I2}$ . Verklaar daarna, met de juiste intermoleculaire kracht, waarom ethanol goed mengt met water terwijl hexaan dat niet doet.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde (HAVO) (CvTE / Examenblad)

Referenties en bronnen

Bronnen

CvTE / Examenblad

Examenprogramma scheikunde (HAVO)

Chemische bindingen en eigenschappen

4 Onderdelen~21 min leestijd4 VaardighedenNiveau Standaard 4

Chemische bindingen en eigenschappen

Kernpunten

De Lewisstructuur van ammoniak

Kernpunten

De verhoudingsformule van magnesiumchloride afleiden

Kernpunten

Het bindingstype bepalen uit het periodiek systeem

Kernpunten

Waarom water een uitzonderlijk hoog kookpunt heeft

Bronnen

Chemische bindingen en eigenschappen

Kernpunten

De Lewisstructuur van ammoniak

Kernpunten

De verhoudingsformule van magnesiumchloride afleiden

Kernpunten

Het bindingstype bepalen uit het periodiek systeem

Kernpunten

Waarom water een uitzonderlijk hoog kookpunt heeft

Bronnen