Competenties Hoofdstuk 5.2

Competenties hoofdstuk 5 (deel 5.2)

• Alle nieuwe begrippen in dit hoofdstuk kunnen worden gedefinieerd.
• Een onderscheid kan worden gemaakt tussen ionbindingen, apolaire covalente en polaire covalente bindingen.
• De invloed van polarisatie op het karakter van bindingen kan correct worden ingeschat.
• Polaire en apolaire moleculen kunnen worden herkend.

Ladingsverdeling in een verbinding

• Een 100% covalente of ionische binding bestaat niet.
• Covalente of ionische bindingen worden beïnvloed door elektronegativiteit.
• De binding is meer ionisch naarmate het verschil in elektronegativiteit toeneemt.
• Verschil in elektronegativiteit van 0,9: 20% ionkarakter (covalent).
• Verschil in elektronegativiteit van 2,0: 70% ionkarakter (ionbinding).
• Regel: ΔEN ≥ 1,7: ionbinding; ΔEN < 1,7: covalente binding.

Eigenschappen verklaren met elektronenverdeling

• Een grafiek toont het verband tussen het verschil in elektronegativiteit en het percentage ionkarakter in diverse verbindingen.

Polarisatie

• Polarisatie wordt veroorzaakt door ladingsverschillen en de verschuiving van valentie-elektronen.
• De elektronenwolk kan vervormen.
• Grotere anionen hebben grotere polariseerbaarheid.
• Kleinere anionen hebben een lagere polariseerbaarheid
• Kleinere, sterk geladen kation hebben een groter polariserend vermogen.

Aardalkalimetalen en Chloor

• Aardalkalimetalen reageren met Chloor om ionische verbindingen te vormen.
• Be2+ + Cl-: ionverbinding met sterk covalent karakter. Dit kan worden verklaard met het grote polariserende vermogen van het kleine geladen Be2+ ion en de hoge polariseerbaarheid van het grote negatief geladen Cl- ion.
• AgCl, AgBr, en Agl hebben variabel covalent karakter.

Dipoolmoment

• In moleculen zoals HCI, vallen de zwaartepunten van de positieve en negatieve lading niet meer samen.
• Elektrische dipool bestaat uit een positieve en negatieve lading
• De molecule heeft een dipoolmoment (μ).

Polaire en apolaire bindingen

• Een polaire binding draagt een gedeeltelijke lading.
• Een apolaire binding draagt geen gedeeltelijke lading. Voorbeelden: H-Cl, Cl-Cl; H₂O, NH₃.

Polaire en apolaire moleculen

• Een polair molecuul heeft een netto dipoolmoment.
• Een apolair molecuul heeft geen netto dipoolmoment.
• Voorbeelden: CO₂; H₂O.

Dichlooretheen

• De geometrie van dichlooretheen (1,1-dichloroethen, cis-1,2-dichloroethen, trans-1,2-dichloroethen) beïnvloedt of het polair of apolair is.
• Dipolen heffen elkaar mogelijk op.

Netto dipoolmomenten (van moleculen)

• Netto dipoolmomenten van moleculen kunnen worden gevonden in tabellen (Book of data, p. 102 en verder voor organische moleculen, p. 127 en verder voor enkele anorganische moleculen).

Test je kennis over ionbindingen, covalente bindingen en hun eigenschappen in hoofdstuk 5.2. Dit quiz behandelt de definities van belangrijke termen en de invloed van elektronegativiteit op de ladingsverdeling in verbindingen. Herken ook polaire en apolaire moleculen op basis van hun bindingseigenschappen.