Chemistry · Boek 1 · Grades 1–12

Scheikunde van basisschool tot bovenbouw

Scheikunde van basisschool tot bovenbouw · Grades 1–12

30Elektronegativiteit, polariteit en krachten tussen moleculen

Een gekko rent tegen een ruit op en hangt aan één teen aan het glas, zonder lijm en zonder zuignap. Een watermolecuul, HX2O\ce{H2O}, is lichter dan een molecuul waterstofsulfide, HX2S\ce{H2S}, en toch kookt water bij 100 ∘C100\,{}^{\circ}\mathrm{C}, terwijl waterstofsulfide tot −60 ∘C-60\,{}^{\circ}\mathrm{C} een gas is. Beide verhalen gaan over hetzelfde: de krachten die moleculen bij elkaar houden, en aan andere dingen. Ze zijn veel zwakker dan de covalente bindingen binnen een molecuul, maar ze bepalen of een stof bij kamertemperatuur een gas, een vloeistof of een vaste stof is, en of een gekko valt.

Wat je al weet

Een covalente binding is een elektronenpaar dat door twee atomen gedeeld wordt; lewisstructuren tonen bindende en vrije elektronenparen, en de paren rond een centraal atoom bepalen de vorm van een molecuul (Hoofdstuk 24). Ionen dragen een lading; in een ionaire vaste stof trekken positieve en negatieve ionen elkaar aan (Hoofdstuk 17).

Een gekko op een ruit: de kussentjes van zijn tenen houden zich vast met krachten tussen moleculen.
Een gekko op een ruit: de kussentjes van zijn tenen houden zich vast met krachten tussen moleculen.

30.1 Elektronegativiteit

Definitie 30.1 (Elektronegativiteit)

De elektronegativiteit van een element geeft aan hoe sterk zijn atomen in een molecuul de elektronen van de bindingen die ze delen naar zich toe trekken. Het is een getal zonder eenheid; op de gebruikelijke schaal loopt het van ongeveer 0.8 tot ongeveer 4.

Elektronegativiteiten van de eerste twintig elementen (schaal van Pauling; voor helium, neon en argon, die hier geen bindingen vormen, is er geen gegeven). Gemarkeerd: de vier meest elektronegatieve.
Elektronegativiteiten van de eerste twintig elementen (schaal van Pauling; voor helium, neon en argon, die hier geen bindingen vormen, is er geen gegeven). Gemarkeerd: de vier meest elektronegatieve.

Bewijs. Lees af in de tabel: langs periode 2, 0.98<1.57<2.04<2.55<3.04<3.44<3.980.98 < 1.57 < 2.04 < 2.55 < 3.04 < 3.44 < 3.98; naar beneden in groep 17 staat fluor 3.983.98 boven chloor 3.163.16; naar beneden in groep 1, 2.202.20, 0.980.98, 0.930.93, 0.820.82. (Waarom dat zo is, legt het deel voor het eerste universiteitsjaar uit.) ∎

Geschiedenis — De schaal van Pauling, 1932

De scheikundige Linus Pauling stelde in 1932 de eerste elektronegativiteitsschaal op, uit de energieën van bindingen tussen verschillende atomen. Hij gaf fluor de grootste waarde, en de schaal die in dit hoofdstuk gebruikt wordt, is nog altijd naar hem genoemd.

30.2 Polaire bindingen en polaire moleculen

Definitie 30.3 (Polaire binding, partiële lading)

Een covalente binding tussen twee atomen met een verschillende elektronegativiteit is een polaire binding: het gedeelde paar zit dichter bij het meest elektronegatieve atoom. Dat atoom draagt een kleine negatieve partiële lading, geschreven als δ−\delta^-, en het andere atoom een even grote positieve partiële lading, δ+\delta^+.

Propositie 30.4 (Wanneer is een binding polair?)

Een binding tussen twee gelijke atomen is niet polair. Tussen verschillende atomen geldt: hoe groter het verschil in elektronegativiteit, hoe polairder de binding; als vuistregel geldt een verschil onder ongeveer 0.4 (zoals bij C−H\ce{C-H}, 2.55−2.20=0.352.55 - 2.20 = 0.35) als apolair. Is het verschil heel groot (zoals bij Na en Cl, 3.16−0.93=2.233.16 - 0.93 = 2.23), dan worden de elektronen niet gedeeld maar overgedragen: de verbinding is ionair.

Bewijs. Aangenomen: het volgt uit de definitie van elektronegativiteit, en de grenzen zijn afspraken. ∎

Definitie 30.5 (Polaire en apolaire moleculen)

Een molecuul is een polair molecuul als het zwaartepunt van zijn positieve partiële ladingen en dat van zijn negatieve partiële ladingen niet samenvallen; vallen ze samen, dan is het een apolair molecuul.

Methode 30.6 (Is een molecuul polair?)

  1. Teken de lewisstructuur en bepaal de vorm van het molecuul.
  2. Geef de polaire bindingen aan met δ+\delta^+ en δ−\delta^-.
  3. Is er geen enkele polaire binding, dan is het molecuul apolair. Anders kijk je naar de vorm: liggen de polaire bindingen symmetrisch rond het midden, dan heffen hun effecten elkaar op en is het molecuul apolair; zo niet, dan is het polair.
In water legt de gebogen vorm het zwaartepunt van de positieve partiële ladingen (tussen de waterstofatomen) onder het zuurstofatoom: het molecuul is polair. In koolstofdioxide trekken de twee polaire bindingen in tegengestelde richtingen (pijlen) en heffen ze elkaar op: de zwaartepunten van de lading vallen samen op het koolstofatoom.
In water legt de gebogen vorm het zwaartepunt van de positieve partiële ladingen (tussen de waterstofatomen) onder het zuurstofatoom: het molecuul is polair. In koolstofdioxide trekken de twee polaire bindingen in tegengestelde richtingen (pijlen) en heffen ze elkaar op: de zwaartepunten van de lading vallen samen op het koolstofatoom.

Voorbeeld 30.7 (Vier moleculen)

Waterstofchloride HCl\ce{HCl} heeft één polaire binding en is polair, met chloor δ−\delta^-. Ammoniak NHX3\ce{NH3}, een piramide van drie polaire N−H\ce{N-H}-bindingen, is polair, met stikstof δ−\delta^-. Methaan CHX4\ce{CH4} heeft alleen bijna apolaire C−H\ce{C-H}-bindingen: apolair. Tetrachloormethaan CClX4\ce{CCl4} heeft vier polaire C−Cl\ce{C-Cl}-bindingen, maar op de hoekpunten van een regelmatige tetraëder: hun effecten heffen elkaar op en het molecuul is apolair.

30.3 Vanderwaalsbindingen

Definitie 30.8 (Vanderwaalsbinding)

Een vanderwaalsbinding is een zwakke aantrekking tussen naburige moleculen, die tussen alle moleculen bestaat, polair of niet: de elektronen van elk molecuul bewegen voortdurend, en de tijdelijke ongelijke ladingen van het ene molecuul trekken die van zijn buren aan. Tussen polaire moleculen geven de blijvende partiële ladingen nog een extra aantrekking.

Propositie 30.9 (Grotere moleculen trekken sterker aan)

Vanderwaalsbindingen worden sterker naarmate de moleculen groter zijn, dus naarmate ze meer elektronen hebben; tussen vergelijkbare moleculen hebben de grotere het hogere smelt- en kookpunt.

Bewijs. Aangenomen: een grotere elektronenwolk is makkelijker te vervormen, dus zijn tijdelijke ladingen zijn groter, en hij heeft meer contact met zijn buren. ∎

Voorbeeld 30.10 (De halogenen)

De moleculen FX2\ce{F2}, ClX2\ce{Cl2}, BrX2\ce{Br2}, IX2\ce{I2} zijn allemaal apolair en steeds groter. Hun kookpunten stijgen mee: −188 ∘C-188\,{}^{\circ}\mathrm{C}, −34 ∘C-34\,{}^{\circ}\mathrm{C}, 59 ∘C59\,{}^{\circ}\mathrm{C} en 184 ∘C184\,{}^{\circ}\mathrm{C}. Bij kamertemperatuur zijn fluor en chloor gassen, broom een vloeistof en jood een vaste stof.

Opmerking 30.11 (De gekko)

Eén vanderwaalsbinding is piepklein, maar ze tellen op. De teenkussentjes van een gekko zijn bedekt met een dicht tapijt van microscopisch kleine haartjes, die zich elk weer splitsen in nog fijnere uiteinden, die zo dicht bij het glas komen dat vanderwaalsbindingen over een heel groot totaal oppervlak werken.

30.4 Waterstofbruggen

Definitie 30.12 (Waterstofbrug)

Een waterstofbrug is een aantrekking tussen een waterstofatoom dat gebonden is aan een heel elektronegatief atoom (stikstof, zuurstof of fluor), en daardoor een duidelijke δ+\delta^+ draagt, en een vrij elektronenpaar van een ander stikstof-, zuurstof- of fluoratoom, vaak op een naburig molecuul. Je tekent haar als een stippellijn, en de drie betrokken atomen liggen bijna op een rechte lijn.

Waterstofbruggen (gestippeld) rond een watermolecuul in vloeibaar water: zijn twee waterstofatomen binden aan de zuurstofatomen van twee buren, en de twee vrije elektronenparen van zijn zuurstofatoom nemen de waterstofatomen van twee andere op.
Waterstofbruggen (gestippeld) rond een watermolecuul in vloeibaar water: zijn twee waterstofatomen binden aan de zuurstofatomen van twee buren, en de twee vrije elektronenparen van zijn zuurstofatoom nemen de waterstofatomen van twee andere op.

Voorbeeld 30.13 (Ethanol en propaan)

Ethanol, CHX3−CHX2−OH\ce{CH3-CH2-OH} (46.0 g/mol46.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}), en propaan, CHX3−CHX2−CHX3\ce{CH3-CH2-CH3} (44.0 g/mol44.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}), hebben moleculen van bijna dezelfde grootte. Toch kookt ethanol bij 78 ∘C78\,{}^{\circ}\mathrm{C} en propaan bij −42 ∘C-42\,{}^{\circ}\mathrm{C}. Ethanolmoleculen vormen met hun O−H\ce{O-H}-groep waterstofbruggen met elkaar; propaanmoleculen kunnen dat niet.

30.5 De samenhang van vaste stoffen en vloeistoffen

Definitie 30.14 (Moleculaire vaste stof)

Een moleculaire vaste stof is een vaste stof die bestaat uit moleculen die bij elkaar gehouden worden door vanderwaalsbindingen en, waar dat kan, waterstofbruggen. IJs, vast jood en suiker zijn moleculaire vaste stoffen.

Propositie 30.15 (Samenhang en faseovergang)

Hoe sterker de aantrekking tussen de deeltjes van een stof, hoe hoger haar smelt- en kookpunt. In volgorde van toenemende sterkte: vanderwaalsbindingen, waterstofbruggen, en de aantrekking tussen de ionen van een ionaire vaste stof.

Bewijs. Aangenomen: bij smelten en koken worden de deeltjes tegen deze aantrekking in uit elkaar getrokken, wat meer energie kost, dus een hogere temperatuur, als ze sterker is. ∎

Voorbeeld 30.16 (Drie vaste stoffen)

Natriumchloride, een ionaire vaste stof, smelt bij 801 ∘C801\,{}^{\circ}\mathrm{C}; ijs, bijeengehouden door waterstofbruggen, bij 0 ∘C0\,{}^{\circ}\mathrm{C}; vast methaan, alleen bijeengehouden door vanderwaalsbindingen tussen kleine moleculen, ver onder −150 ∘C-150\,{}^{\circ}\mathrm{C}.

Kookpunten van de verbindingen van waterstof met de elementen van de groepen 14 tot en met 17. In elke groep stijgen ze met de grootte van het molecuul, behalve bij het eerste lid van de groepen 15, 16 en 17, dat veel te hoog ligt: ammoniak, water en waterstoffluoride vormen waterstofbruggen. (Waar de gebruikte bronnen geen waarde geven, staat er geen punt.)
Kookpunten van de verbindingen van waterstof met de elementen van de groepen 14 tot en met 17. In elke groep stijgen ze met de grootte van het molecuul, behalve bij het eerste lid van de groepen 15, 16 en 17, dat veel te hoog ligt: ammoniak, water en waterstoffluoride vormen waterstofbruggen. (Waar de gebruikte bronnen geen waarde geven, staat er geen punt.)

Opmerking 30.17 (IJs en sneeuw)

In ijs is elk watermolecuul via waterstofbruggen gebonden aan vier buren, in een open netwerk van zeshoekige ringen. Dat netwerk laat meer lege ruimte over dan vloeibaar water, waarin de bruggen voortdurend breken en opnieuw ontstaan: ijs is minder dicht dan water en drijft. De zesvoudige symmetrie van sneeuwkristallen weerspiegelt de zeshoekige ringen van het netwerk.

Sneeuwkristallen, begin twintigste eeuw gefotografeerd door Wilson Bentley: elk ervan heeft zes takken.
Sneeuwkristallen, begin twintigste eeuw gefotografeerd door Wilson Bentley: elk ervan heeft zes takken.

30.6 Oefeningen

Oefening 30.1 ★

Welk atoom draagt in de bindingen H−Cl\ce{H-Cl}, O−H\ce{O-H} en C−O\ce{C-O} de partiële lading δ−\delta^-? Gebruik de tabel van elektronegativiteiten.

Oplossing

Oplossing van Oefening 30.1.

H−Cl\ce{H-Cl}: chloor (3.16 tegen 2.20). O−H\ce{O-H}: zuurstof (3.44). C−O\ce{C-O}: zuurstof (3.44 tegen 2.55).

Oefening 30.2 ★

Welke van deze bindingen zijn polair: H−H\ce{H-H}, C−H\ce{C-H}, O−H\ce{O-H}, N−H\ce{N-H}, Cl−Cl\ce{Cl-Cl}, C−Cl\ce{C-Cl}? Geef voor elk het verschil in elektronegativiteit.

Oplossing

Oplossing van Oefening 30.2.

H−H\ce{H-H}: 0, niet polair. C−H\ce{C-H}: 0.35, geldt als apolair. O−H\ce{O-H}: 1.24, polair. N−H\ce{N-H}: 0.84, polair. Cl−Cl\ce{Cl-Cl}: 0, niet polair. C−Cl\ce{C-Cl}: 0.61, polair.

Oefening 30.3 ★

Welk element is in elk paar het meest elektronegatief: stikstof of fosfor; zuurstof of zwavel; koolstof of stikstof; natrium of magnesium? Welke trend van de tabel illustreert elk paar?

Oplossing

Oplossing van Oefening 30.3.

Stikstof (3.04 > 2.19) en zuurstof (3.44 > 2.58): de elektronegativiteit neemt af naar beneden in een groep. Stikstof (3.04 > 2.55) en magnesium (1.31 > 0.93): ze neemt toe van links naar rechts langs een periode.

Oefening 30.4 ★

Welke van CHX4\ce{CH4}, NHX3\ce{NH3}, HX2O\ce{H2O} en HCl\ce{HCl} kunnen waterstofbruggen vormen tussen hun eigen moleculen? Leg uit.

Oplossing

Oplossing van Oefening 30.4.

Ammoniak en water: elk heeft waterstofatomen gebonden aan stikstof of zuurstof, en vrije elektronenparen op dat atoom. Methaan heeft geen waterstof aan N, O of F; waterstofchloride heeft waterstof gebonden aan chloor, en dat is niet een van de drie atomen uit de definitie.

Oefening 30.5 ★

Is er aantrekking tussen de apolaire moleculen van methaan? Waarom is methaan bij kamertemperatuur toch een gas?

Oplossing

Oplossing van Oefening 30.5.

Ja: vanderwaalsbindingen bestaan tussen alle moleculen. Maar methaanmoleculen zijn klein (10 elektronen), dus deze bindingen zijn heel zwak en breken al bij een heel lage temperatuur: methaan kookt bij ongeveer −162 ∘C-162\,{}^{\circ}\mathrm{C}.

Oefening 30.6 ★★

Zeg van elk molecuul of het polair is: dichloormethaan CHX2ClX2\ce{CH2Cl2} (tetraëdrisch), tetrachloormethaan CClX4\ce{CCl4}, ammoniak NHX3\ce{NH3}, koolstofdioxide COX2\ce{CO2}, boortrifluoride BFX3\ce{BF3} (een vlakke driehoek met boor in het midden).

Oplossing

Oplossing van Oefening 30.6.

CHX2ClX2\ce{CH2Cl2}: polair (twee polaire C−Cl\ce{C-Cl}-bindingen en twee bijna apolaire C−H\ce{C-H}-bindingen: geen symmetrie die ze opheft). CClX4\ce{CCl4}: apolair (vier gelijke bindingen op de hoekpunten van een tetraëder). NHX3\ce{NH3}: polair (piramide). COX2\ce{CO2}: apolair (lineair, tegengestelde bindingen). BFX3\ce{BF3}: apolair (drie gelijke polaire bindingen onder 120∘120{}^{\circ} in een vlak heffen elkaar op).

Oefening 30.7 ★★

Welk waterstofatoom in methanol, CHX3−OH\ce{CH3-OH}, kan in een waterstofbrug gegeven worden? Welk atoom kan er een opnemen? Kunnen moleculen van methanol en water waterstofbruggen met elkaar vormen? Teken er een.

Oplossing

Oplossing van Oefening 30.7.

De waterstof van de O−H\ce{O-H}-groep kan gegeven worden (niet die van CHX3\ce{CH3}, die aan koolstof gebonden zijn); het zuurstofatoom, met zijn twee vrije elektronenparen, kan opnemen. Ja: de O−H\ce{O-H} van methanol kan binden aan de zuurstof van een watermolecuul, en een O−H\ce{O-H} van water aan de zuurstof van methanol, bijvoorbeeld CHX3−O−H\ce{CH3-O-H} ⋯\cdots OHX2\ce{OH2}.

Oefening 30.8 ★★

Leg uit waarom de kookpunten stijgen in de volgorde CHX4\ce{CH4} < SiHX4\ce{SiH4} < GeHX4\ce{GeH4}.

Oplossing

Oplossing van Oefening 30.8.

De drie moleculen zijn apolair en hebben dezelfde vorm, maar zijn steeds groter (10, 18 en 36 elektronen): hun vanderwaalsbindingen worden sterker, en hun kookpunten stijgen mee.

Oefening 30.9 ★★

Welke groep laat in de grafiek van de kookpunten van de hydriden geen afwijkende waarde zien voor haar eerste lid? Waarom niet?

Oplossing

Oplossing van Oefening 30.9.

Groep 14: methaan heeft geen waterstof gebonden aan N, O of F en vormt geen waterstofbruggen, dus het volgt de trend van zijn groep.

Oefening 30.10 ★★

De bindingen H−Cl\ce{H-Cl}, H−Br\ce{H-Br}, H−I\ce{H-I} zijn steeds minder polair (de elektronegativiteiten van chloor, broom en jood zijn 3.16, 2.96 en 2.66), en toch stijgen de kookpunten: −85 ∘C-85\,{}^{\circ}\mathrm{C}, −66 ∘C-66\,{}^{\circ}\mathrm{C}, −35 ∘C-35\,{}^{\circ}\mathrm{C}. Welke aantrekking wint, en waarom?

Oplossing

Oplossing van Oefening 30.10.

De vanderwaalsbindingen: de moleculen worden groter van HCl\ce{HCl} naar HI\ce{HI}, en de toename van deze bindingen met de grootte weegt zwaarder dan de afname van de aantrekking tussen de partiële ladingen.

Oefening 30.11 ★★

Bij kamertemperatuur is chloor een gas en jood een vaste stof, hoewel beide uit apolaire moleculen XX2\ce{X2} bestaan. Leg uit.

Oplossing

Oplossing van Oefening 30.11.

Een joodmolecuul is veel groter dan een chloormolecuul (106 elektronen tegen 34): zijn vanderwaalsbindingen zijn veel sterker, sterk genoeg om de moleculen bij kamertemperatuur in een vaste stof bij elkaar te houden.

Oefening 30.12 ★★★

Ethanol CHX3−CHX2−OH\ce{CH3-CH2-OH}, methoxymethaan CHX3−O−CHX3\ce{CH3-O-CH3} en propaan CHX3−CHX2−CHX3\ce{CH3-CH2-CH3} hebben bijna dezelfde molaire massa. Ze koken bij 78 ∘C78\,{}^{\circ}\mathrm{C}, −25 ∘C-25\,{}^{\circ}\mathrm{C} en −42 ∘C-42\,{}^{\circ}\mathrm{C}. Welke ervan zijn polair? Welke vormen waterstofbruggen tussen hun eigen moleculen? Verklaar de volgorde.

Oplossing

Oplossing van Oefening 30.12.

Propaan is apolair: alleen vanderwaalsbindingen. Methoxymethaan is polair (twee polaire C−O\ce{C-O}-bindingen in een gebogen C−O−C\ce{C-O-C}) maar heeft geen waterstof aan zijn zuurstof: geen waterstofbruggen tussen zijn moleculen. Ethanol is polair en zijn O−H\ce{O-H}-groepen vormen waterstofbruggen. Hoe sterker de aantrekking, hoe hoger het kookpunt: propaan < methoxymethaan < ethanol.

Oefening 30.13 ★★★

In ijs is elk watermolecuul via waterstofbruggen gebonden aan vier buren, in een open netwerk; in vloeibaar water breekt het netwerk voortdurend en stort het deels in. Leg uit waarom ijs op water drijft. Waarom is dat belangrijk voor de vissen in een bevroren meer?

Oplossing

Oplossing van Oefening 30.13.

Het open netwerk van ijs neemt meer ruimte in dan dezelfde moleculen in de vloeistof, dus ijs is minder dicht dan vloeibaar water en drijft. Een meer bevriest van bovenaf: de ijslaag isoleert het water eronder, dat vloeibaar blijft, en de vissen overleven.

Oefening 30.14 ★★★

Zet in volgorde van toenemend smeltpunt, en verklaar met de aantrekking tussen de deeltjes: kaliumchloride KCl\ce{KCl}, ijs HX2O\ce{H2O}, vast methaan CHX4\ce{CH4}.

Oplossing

Oplossing van Oefening 30.14.

Vast methaan (vanderwaalsbindingen tussen kleine moleculen) < ijs (waterstofbruggen) < kaliumchloride (aantrekking tussen ionen).

Oefening 30.15 ★★★

Fluor is elektronegatiever dan zuurstof, dus een H−F\ce{H-F}-binding is polairder dan een O−H\ce{O-H}-binding. Toch kookt water bij 100 ∘C100\,{}^{\circ}\mathrm{C} en waterstoffluoride bij 20 ∘C20\,{}^{\circ}\mathrm{C}. Tel de waterstofatomen die elk molecuul kan geven en de vrije elektronenparen waarmee het kan opnemen, en leg uit.

Oplossing

Oplossing van Oefening 30.15.

Een watermolecuul heeft twee waterstofatomen om te geven en twee vrije elektronenparen om mee op te nemen: elk molecuul kan aan vier waterstofbruggen meedoen, twee gegeven en twee opgenomen, wat een volledig netwerk opbouwt. Een molecuul waterstoffluoride heeft drie vrije elektronenparen maar maar één waterstofatoom: het geeft maar één waterstofbrug, dus kan er gemiddeld maar één brug per molecuul ontstaan (zigzagketens). Water heeft ongeveer twee keer zoveel waterstofbruggen per molecuul, en kookt hoger.

30.7 Probleem: Waarom kookt water bij 100 ∘C100\,{}^{\circ}\mathrm{C}?

Probleem 30.1

Weekendprobleem — bij welke temperatuur zou water koken zonder waterstofbruggen?

Zuurstof, zwavel en seleen staan in dezelfde groep van de tabel, en alle drie vormen ze een verbinding met waterstof: HX2O\ce{H2O}, HX2S\ce{H2S}, HX2Se\ce{H2Se}. In elke groep hydriden stijgen de kookpunten gewoonlijk met de grootte van het molecuul. Water breekt die regel. Met hoeveel?

Deel I — Drie moleculen.

  1. Teken de lewisstructuren van HX2O\ce{H2O}, HX2S\ce{H2S} en HX2Se\ce{H2Se}. Waarom lijken ze op elkaar?
  2. Bereken hun molaire massa’s.
  3. Bereken de verschillen in elektronegativiteit van de bindingen O−H\ce{O-H}, S−H\ce{S-H} en Se−H\ce{Se-H} (zuurstof 3.44, zwavel 2.58, seleen 2.55, waterstof 2.20). Welke bindingen zijn duidelijk polair?
  4. Wat is de vorm van de drie moleculen? Zijn ze polair?
  5. Tel de elektronen van elk molecuul. Welk heeft de sterkste vanderwaalsbindingen?

Deel II — Waterstofbruggen.

  1. Welke van de drie verbindingen vormt waterstofbruggen tussen haar moleculen? Waarom de andere niet?
  2. Aan hoeveel waterstofbruggen kan één watermolecuul hoogstens meedoen? Teken ze.
  3. Welke aantrekking houdt de moleculen van waterstofsulfide in de vloeistof bij elkaar?

Deel III — De trend.

  1. Waterstofsulfide kookt bij 212.9 K212.9\,\mathrm{K} en waterstofselenide bij −41.3 ∘C-41.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}. Druk de eerste uit in graden Celsius (θ=T−273.15\theta = T - 273.15).
  2. Hoeveel stijgt het kookpunt van periode 3 (HX2S\ce{H2S}) naar periode 4 (HX2Se\ce{H2Se})?
  3. Waarom stijgt het?
  4. Bij welke temperatuur zou een “normaal” HX2O\ce{H2O} koken, als je aanneemt dat het kookpunt van periode 2 naar periode 3 evenveel stijgt?
  5. Test de methode op groep 14: SiHX4\ce{SiH4} kookt bij −112 ∘C-112\,{}^{\circ}\mathrm{C} en GeHX4\ce{GeH4} bij −88.1 ∘C-88.1\,{}^{\circ}\mathrm{C}. Voorspel het kookpunt van CHX4\ce{CH4} en vergelijk met het echte, −162 ∘C-162\,{}^{\circ}\mathrm{C}. Is de extrapolatie exact?
  6. Doe hetzelfde voor groep 17 (HCl\ce{HCl} −85.1 ∘C-85.1\,{}^{\circ}\mathrm{C}, HBr\ce{HBr} −66.4 ∘C-66.4\,{}^{\circ}\mathrm{C}) en vergelijk met HF\ce{HF}, 19.6 ∘C19.6\,{}^{\circ}\mathrm{C}.

Deel IV — Het verschil.

  1. Water kookt echt bij 100 ∘C100\,{}^{\circ}\mathrm{C}. Hoe groot is het verschil tussen de echte en de geëxtrapoleerde waarde?
  2. Hetzelfde voor ammoniak, met PHX3\ce{PH3} −87.8 ∘C-87.8\,{}^{\circ}\mathrm{C} en AsHX3\ce{AsH3} −62.5 ∘C-62.5\,{}^{\circ}\mathrm{C}; ammoniak kookt echt bij −33.4 ∘C-33.4\,{}^{\circ}\mathrm{C}.
  3. Zet water, waterstoffluoride en ammoniak op volgorde van de grootte van hun verschil, en verklaar de volgorde door waterstofbruggen te tellen.
  4. Zou water zonder waterstofbruggen bij kamertemperatuur een vaste stof, een vloeistof of een gas zijn? Wat zou dat betekenen voor de aarde?
  5. Waarom is het antwoord op vraag 12 maar een schatting?
  6. Geef het eindantwoord: bij ongeveer welke temperatuur zou water zonder waterstofbruggen koken?
Oplossing

Oplossing van Probleem 30.1.

1. H−O−H\ce{H-O-H}, H−S−H\ce{H-S-H}, H−Se−H\ce{H-Se-H}, elk centraal atoom met twee vrije elektronenparen: O, S en Se hebben zes valentie-elektronen, omdat ze in dezelfde groep staan.

2. M(HX2O)=18.0 g/molM(\ce{H2O}) = 18.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}, M(HX2S)=34.1 g/molM(\ce{H2S}) = 34.1\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}, M(HX2Se)=81.0 g/molM(\ce{H2Se}) = 81.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}.

3. 3.44−2.20=1.243.44 - 2.20 = 1.24; 2.58−2.20=0.382.58 - 2.20 = 0.38; 2.55−2.20=0.352.55 - 2.20 = 0.35. Alleen de O−H\ce{O-H}-binding is duidelijk polair.

4. Gebogen (vier groepen, waarvan twee vrije paren). Water is polair; waterstofsulfide en waterstofselenide maar heel weinig.

5. 10, 18 en 36 elektronen: waterstofselenide heeft de sterkste vanderwaalsbindingen.

6. Alleen water: zijn waterstofatomen zijn gebonden aan zuurstof, een van de drie heel elektronegatieve atomen; zwavel en seleen zijn niet elektronegatief genoeg om hun waterstofatomen een duidelijke δ+\delta^+ te geven.

7. Vier: twee via zijn eigen waterstofatomen, twee opgenomen door zijn twee vrije elektronenparen.

8. Vanderwaalsbindingen (met daarbij een zwakke aantrekking tussen de kleine partiële ladingen).

9. 212.9−273.15=−60.3 ∘C212.9 - 273.15 = -60.3\,{}^{\circ}\mathrm{C} en −41.3 ∘C-41.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}.

10. −41.3−(−60.3)=19.0 ∘C-41.3 - (-60.3) = 19.0\,{}^{\circ}\mathrm{C}.

11. Het molecuul is groter, dus zijn vanderwaalsbindingen zijn sterker.

12. −60.3−19.0=−79.3 ∘C-60.3 - 19.0 = -79.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}.

13. Stijging −88.1−(−112)=23.9 ∘C-88.1 - (-112) = 23.9\,{}^{\circ}\mathrm{C}; voorspelling voor methaan −112−23.9=−136 ∘C-112 - 23.9 = -136\,{}^{\circ}\mathrm{C}, tegen −162 ∘C-162\,{}^{\circ}\mathrm{C} in werkelijkheid: de extrapolatie ligt ongeveer 26 ∘C26\,{}^{\circ}\mathrm{C} te hoog. Ze is niet exact; de echte trend is geen rechte lijn.

14. Stijging 18.7 ∘C18.7\,{}^{\circ}\mathrm{C}; voorspelling voor waterstoffluoride −85.1−18.7=−103.8 ∘C-85.1 - 18.7 = -103.8\,{}^{\circ}\mathrm{C}, tegen 19.6 ∘C19.6\,{}^{\circ}\mathrm{C}: een verschil van ongeveer 123 ∘C123\,{}^{\circ}\mathrm{C}.

15. 100−(−79.3)=179 ∘C100 - (-79.3) = 179\,{}^{\circ}\mathrm{C}, ongeveer 180 ∘C180\,{}^{\circ}\mathrm{C}.

16. Stijging 25.3 ∘C25.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}; voorspelling −87.8−25.3=−113 ∘C-87.8 - 25.3 = -113\,{}^{\circ}\mathrm{C}; verschil −33.4−(−113)=80 ∘C-33.4 - (-113) = 80\,{}^{\circ}\mathrm{C}.

17. Water (180 ∘C180\,{}^{\circ}\mathrm{C}) > waterstoffluoride (123 ∘C123\,{}^{\circ}\mathrm{C}) > ammoniak (80 ∘C80\,{}^{\circ}\mathrm{C}). Water geeft twee waterstofatomen en neemt op met twee vrije elektronenparen: vier waterstofbruggen per molecuul, allemaal benut. Waterstoffluoride heeft één waterstofatoom om te geven, en ammoniak maar één vrij elektronenpaar om mee op te nemen: gemiddeld minder bruggen per molecuul, en stikstof, dat minder elektronegatief is, vormt zwakkere.

18. Een gas: het zou koken bij ongeveer −80 ∘C-80\,{}^{\circ}\mathrm{C}. De aarde zou geen vloeibaar water hebben, geen oceanen, geen regen, en geen van het leven dat daarvan afhangt.

19. Het extrapoleert een rechte lijn door maar twee punten, en de test op groep 14 laat zien dat zo’n extrapolatie zo’n 25 ∘C25\,{}^{\circ}\mathrm{C} ernaast kan zitten.

20. Zonder waterstofbruggen zou water koken bij ongeveer −80 ∘C-80\,{}^{\circ}\mathrm{C}, zo’n 180 ∘C180\,{}^{\circ}\mathrm{C} onder zijn echte kookpunt.

Begrippen gedefinieerd in dit hoofdstuk

Bekijk alle 852 begrippen in de begrippenlijst