Polaire en Apolaire Bindingen Chemie

Polaire en Apolaire Bindingen

• De structuur en samenstelling van stoffen wordt bepaald door bindingen tussen atomen; de belangrijkste types zijn atoombindingen, ionbindingen en metaalbindingen.
• Elektronegativiteit (EN-waarde) geeft aan hoe sterk een atoom elektronen aantrekt en is belangrijk bij de vorming van bindingen.
• Wanneer twee atomen met verschillende EN-waarden een binding vormen, verschuiven de bindingselektronen naar het atoom met de hoogste EN-waarde, wat resulteert in een polaire binding.
• Bij een polaire binding krijgt het meest elektronegatieve atoom een partieel negatieve lading (δ⁻), en het minst elektronegatieve atoom een partieel positieve lading (δ⁺).
• Hoe groter het verschil in EN-waarde, hoe sterker de ladingverschuiving in de polaire binding.
• Een apolaire binding ontstaat tussen twee atomen met dezelfde EN-waarde, waarbij de bindingselektronen gelijk verdeeld zijn.
• Broommolecuul (Br₂) is een voorbeeld van een apolaire binding met ΔEN = 0.
• Waterstofchloride (HCl) is een voorbeeld van een polaire binding met ΔEN = 0,9, waarbij H = δ⁺ en Cl = δ⁻.

Ladingverschuiving en Visualisatie

• Ladingverschuiving binnen moleculen kan worden weergegeven met een kleurenschaal, waarbij groen tot blauw een lagere elektronenconcentratie (partieel positief) aangeeft, oranje tot rood een hogere elektronenconcentratie (partieel negatief), en geel geen ladingverschuiving.
• Water (H₂O) heeft twee polaire bindingen tussen O en H met een groot verschil in EN-waarde (ΔEN = 1,4).
• Koolstoftetrachloride (CCl₄) heeft vier polaire bindingen, maar is symmetrisch en daardoor apolair.

Polaire en Apolaire Moleculen

• Om de polariteit van een molecuul te bepalen, teken de Lewisstructuur, teken de ladingvectoren, duid de partiële ladingen aan en bekijk de netto ladingverschuiving.
• Een molecuul is polair als de polen niet samenvallen, en apolair als de polen samenvallen of er geen polaire bindingen zijn.
• Water (H₂O) is polair vanwege zijn asymmetrische structuur.
• Koolstofdioxide (CO₂) is apolair vanwege zijn symmetrische structuur.
• Ammoniak (NH₃) is polair vanwege zijn driehoekige structuur.
• Methaan (CH₄) is apolair vanwege zijn symmetrische structuur.

Polaire Ionverbindingen

• Ionbindingen, die voorkomen tussen een metaal en een niet-metaal, zijn altijd polair vanwege de aanwezigheid van tegengesteld geladen ionen.
• Bij ionbindingen vindt elektronenoverdracht plaats, niet een verschuiving van bindingselektronen.
• In NaCl (keukenzout) heeft Na⁺ een donkerblauwe kleur (positief geladen) en Cl⁻ een donkerrode kleur (negatief geladen).

Besluit

• Een molecule is polair als er polaire bindingen aanwezig zijn en de molecule asymmetrisch is.
• Een molecule is apolair als er polaire bindingen aanwezig zijn maar de molecule symmetrisch is, of als er geen polaire bindingen aanwezig zijn.

Intermoleculaire Krachten

• Intermoleculaire krachten zijn krachten tussen moleculen die de fysische eigenschappen van stoffen bepalen, zoals smeltpunt, kookpunt en oplosbaarheid.
• Intramoleculaire krachten zijn sterke bindingen binnen een molecuul, terwijl intermoleculaire krachten zwakkere krachten tussen moleculen zijn.
• In HCl is de atoombinding tussen H en Cl intramoleculair, en de krachten tussen verschillende HCl-moleculen intermoleculair.

Soorten Intermoleculaire Krachten

• Intermoleculaire krachten variëren in sterkte, van zwak naar sterk: dispersiekrachten, dipoolkrachten, waterstofbrugkrachten en ion-ionkrachten.

Dispersiekrachten (Londonkrachten)

• Dispersiekrachten zijn zwakke intermoleculaire krachten die ontstaan door tijdelijke dipolen als gevolg van de beweging van elektronen.
• In apolaire moleculen kunnen tijdelijke oneven verdelingen van elektronen tijdelijke dipolen creëren, die inductiedipolen veroorzaken in naburige moleculen
• Hoe meer elektronen een molecuul bevat, hoe sterker de dispersiekracht.
• Hoe groter het contactoppervlak tussen moleculen, hoe sterker de dispersiekrachten.
• Waterstofgas (H₂) heeft zeer zwakke dispersiekrachten en een laag kookpunt (-253°C).
• n-Pentaan heeft een groter contactoppervlak en daardoor sterkere dispersiekrachten, wat resulteert in een hoger kookpunt.

Dipoolkrachten

• Dipoolkrachten komen voor tussen polaire moleculen met een permanente ladingsverdeling.
• Partiële positieve ladingen (δ⁺) worden aangetrokken door partiële negatieve ladingen (δ⁻) van een ander molecuul.
• Dipoolkrachten zijn sterker dan dispersiekrachten en hebben invloed op kookpunten en oplosbaarheid.
• HCl-moleculen oefenen dipoolkrachten op elkaar uit omdat Cl een hogere elektronegativiteit heeft dan H.

Waterstofbrugkrachten

• Waterstofbrugkrachten zijn een speciale vorm van dipoolkrachten die voorkomen wanneer een waterstofatoom (H) gebonden is aan een sterk elektronegatief atoom (N, O of F).
• Ze trekken een vrij elektronenpaar van een naburig molecuul aan en zijn sterker dan gewone dipoolkrachten.
• Water (H₂O) heeft een hoog kookpunt vanwege sterke waterstofbrugkrachten en unieke eigenschappen zoals ijs dat lichter is dan water.
• Ammoniak (NH₃) vormt ook waterstofbruggen, maar zwakker dan water.
• Fluorwaterstof (HF) heeft sterke waterstofbrugkrachten, wat resulteert in een relatief hoog kookpunt.

Ion-ionkrachten (bij ionverbindingen)

• Bij ionverbindingen zoals NaCl (keukenzout) komen sterke ion-ionkrachten voor.
• De sterke elektrostatische aantrekkingskrachten tussen Na⁺ en Cl⁻ zorgen voor een hoog smeltpunt (801°C).
• De ionen ordenen zich in een ionrooster, waardoor de verbinding stevig blijft.

Samenvatting

• Dispersiekrachten zijn zwakke krachten door tijdelijke dipolen en komen voor bij alle moleculen.
• Dipoolkrachten zijn permanente aantrekkingskrachten tussen polaire moleculen.
• Waterstofbrugkrachten zijn krachtige dipoolinteracties bij H-gebonden aan N, O of F.
• Ion-ionkrachten zijn zeer sterke krachten in ionverbindingen.
• Deze krachten bepalen eigenschappen zoals kook- en smeltpunten en de oplosbaarheid van stoffen in water of andere oplosmiddelen.

Oplosbaarheid

• De oplosbaarheid van een stof in een oplosmiddel wordt bepaald door de polariteit: "Soort zoekt soort".
• Polaire stoffen lossen goed op in polaire oplosmiddelen (zoals water), terwijl apolaire stoffen goed oplossen in apolaire oplosmiddelen (zoals white spirit).
• Keukenzout (NaCl, ionverbinding) is goed oplosbaar in water, niet in white spirit.
• Kristalsuiker (polair) is goed oplosbaar in water, niet in white spirit.
• Di-jood (I₂, apolair) is niet oplosbaar in water, wel in white spirit.

Homogene en Heterogene Mengsels

• Een homogeen mengsel heeft een opgeloste stof die volledig verdeeld en niet zichtbaar is (bv. zout in water).
• Een heterogeen mengsel heeft een opgeloste stof die zichtbaar blijft als aparte fase (bv. olie in water).
• Aggregatietoestanden worden als volgt aangeduid: (v) = vast, (vl) = vloeibaar, (g) = gas, (opl) = oplossing.
• Sucrose (C₁₂H₂₂O₁₁) lost op in water: C₁₂H₂₂O₁₁ (v) + H₂O → C₁₂H₂₂O₁₁ (opl).
• Ethanol (CH₃CH₂OH) lost op in water: CH₃CH₂OH (vl) + H₂O → CH₃CH₂OH (opl).

Oplossen van Ionverbindingen in Water (Dissociatie)

• Ionverbindingen zoals NaCl bestaan uit positief en negatief geladen ionen in een ionrooster.
• Watermoleculen trekken ionen los door interactie met hun δ⁺ en δ⁻ polen.
• Dissociatie is het vrijkomen van ionen die worden omringd door watermoleculen (hydratatie).
• Dissociatievergelijking voor NaCl: NaCl(v) → Na⁺(opl) + Cl⁻(opl).
• Ion-dipoolkrachten zijn sterker dan waterstofbrugkrachten, waardoor ionen goed oplossen.

Dissociatie van Hydroxiden en Zouten

• Hydroxiden (MOH) lossen op volgens: M(OH)ₙ(v) → Mⁿ⁺(opl) + nOH⁻(opl).
• Zouten (MₓZᵧ) dissociëren als: MₓZᵧ(v) → xMᵧ⁺(opl) + yZˣ⁻(opl).
• MgCl₂ dissociatie: MgCl₂(v) → Mg²⁺(opl) + 2Cl⁻(opl).
• Sommige metaaloxiden dissociëren niet in water, maar reageren en vormen hydroxiden.
• Na₂O + H₂O → 2 NaOH (natriumhydroxide ontstaat)
• MgO + H₂O → Mg(OH)₂ (magnesiumhydroxide vormt een suspensie)

Oplossen van Apolaire Atoomverbindingen in Water

• Apolaire moleculen lossen slecht op in water door zwakke interactie.
• Waterstofbrugkrachten tussen watermoleculen verhinderen de oplossing van apolaire stoffen.
• Apolaire stoffen lossen beter op in apolaire oplosmiddelen door dispersiekrachten.
• n-Pentaan (apolair) mengt niet met water en blijft op het water drijven.
• Water en ethanol (polair) mengen goed door dipool- en waterstofbruginteracties.

Ionisatie van Polaire Moleculen in Water

• Sommige polaire moleculen ioniseren in water door interactie met watermoleculen.
• Bij sterke zuren wordt de binding tussen H en het elektronegatieve atoom verbroken: HCl (g) + H₂O → H₃O⁺ (opl) + Cl⁻ (opl).
• Bij zwakke zuren gebeurt ionisatie gedeeltelijk: CH₃COOH (vl) + H₂O ⇌ CH₃COO⁻ (opl) + H₃O⁺ (opl).
• Sterke zuren zijn volledig geïoniseerd (bv. HCl, H₂SO₄), terwijl zwakke zuren gedeeltelijk ioniseren (bv. CH₃COOH).

Reactie van Niet-Metaaloxiden met Water

• Niet-metaaloxiden ioniseren niet, maar kunnen zure oplossingen vormen.
• CO₂ + H₂O → H₂CO₃ (opl) (koolzuur)
• P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄ (opl) (fosforzuur)

Conclusie

• Polaire stoffen lossen op in polaire oplosmiddelen zoals water.
• Apolaire stoffen lossen op in apolaire oplosmiddelen zoals white spirit.
• Ionverbindingen dissociëren in water door ion-dipoolkrachten.
• Sommige polaire stoffen ioniseren in water, vooral zuren.
• Niet-metaaloxiden vormen vaak zure oplossingen in water.

Elektrisch Geleidingsvermogen

• Elektrische geleiding is het verplaatsen van elektrische ladingen via bewegende elektronen of ionen.
• Een stof of oplossing met verplaatsbare ladingen is een geleider, terwijl een stof zonder verplaatsbare ladingen een isolator is.

Geleidingsvermogen van Enkelvoudige Stoffen

• Metalen zijn geleidend in vaste toestand door de aanwezigheid van vrije elektronen die vrij bewegen en zorgen voor geleiding.
• Niet-metalen vormen atoombindingen waarbij elektronen gedeeld worden en zijn niet geleidend, behalve grafiet dat beperkt kan geleiden.
• Edelgassen zijn niet geleidend omdat ze geen vrije elektronen of ladingen hebben.

Geleidingsvermogen van Samengestelde Stoffen

• In vaste toestand geleiden samengestelde stoffen niet omdat ze geen vrije ladingen bevatten.
• Atoomverbindingen (zoals suiker) geleiden niet in vloeibare of vaste toestand.
• Ionverbindingen geleiden enkel in gesmolten of opgeloste toestand, omdat de ionen dan vrij kunnen bewegen.

Geleidingsvermogen van Oplossingen

• Suikerwater lost goed op, maar vormt geen vrije ionen en geleidt dus niet.
• Ionische stoffen (zouten, zuren, basen) dissociëren in water tot vrije ionen en maken de oplossing geleidend.
• Zoutzuur ioniseert: HCl → H⁺ + Cl⁻ → is geleidend.
• Natriumchloride dissocieert: NaCl → Na⁺ + Cl⁻ → is geleidend.

Elektrolyten en Niet-Elektrolyten

• Elektrolyten zijn stoffen die in gesmolten toestand en/of in water vrije ionen vormen en elektrische stroom geleiden (bv. NaCl, NaOH, HCl, HNO₃).
• Niet-elektrolyten zijn stoffen die bij oplossen geen ionen vormen en niet geleidend zijn (bv. ethanol, suiker).

Belangrijkste Conclusies

• Metalen geleiden stroom door vrije elektronen.
• Niet-metalen geleiden meestal niet, behalve grafiet.
• Ionverbindingen geleiden alleen in vloeibare of opgeloste vorm.
• Suikerwater geleidt niet, omdat er geen ionen zijn.
• Zouten en zuren geleiden door dissociatie of ionisatie in water.
• Elektrolyten geleiden elektrische stroom, niet-elektrolyten niet.