Intermoleculaire krachten ELEKTRONEGATIVITEIT, POLAIRE ATOOMBINDING, DIPOOLMOMENT, ION-

Transcriptie

1 Intermoleculaire krachten ELEKTRONEGATIVITEIT, POLAIRE ATOOMBINDING, DIPOOLMOMENT, ION- DIPOOLINTERACTIE EN HYDRATATIE, DIPOOL-DIPOOLINTERACTIE, WATERSTOFBRUG, LONDONINTERACTIE Paragrafen of subparagrafen met een (*) behoren niet tot de repetitiestof en de eindexamenstof. Dit geldt eveneens voor de formules voor a) het dipoolmoment, b) de wet van Coulomb en c) de energieën ( U) van dipool-dipoolinteracties. 0. Inleiding In klas VWO4 wordt bij scheikunde het onderdeel chemische bindingen behandeld. Daarbij worden twee zaken onderscheiden: - krachten tussen moleculen (intermoleculaire krachten of ~ bindingen); - krachten binnenin moleculen (intramoleculaire krachten of ~ bindingen). De intermoleculaire bindingen zijn van belang voor enkele belangrijke fysische (natuurkundige) eigenschappen van stoffen: 1) het smeltpunt en het kookpunt van stoffen: een grote kracht tussen de moleculen van een zuivere stof resulteert in een hoger smelt- en kookpunt; 2) de mengbaarheid van verschillende stoffen We zijn dus in eerste instantie in de intermoleculaire bindingen geïnteresseerd. Deze intermoleculaire bindingen blijken echter te worden beïnvloed door de bindingen binnenin het molecuul. We kijken daarom eerst naar intramoleculaire bindingen, om vervolgens te kijken hoe die de intermoleculaire bindingen beïnvloeden. opgaven 1.1. Welke bindingen worden verbroken bij: a) het smelten van een zuivere moleculaire stof? b) het verdampen van een zuivere moleculaire stof? c) het smelten van een zout? 1.2. Men kookt water in een pannetje. a) Is koken een reactie? b) Worden de watermoleculen bij koken omgezet in andere moleculen? c) Worden er bij koken intramoleculaire bindingen verbroken? 1

2 1. Elektronegativiteit en polaire atoombinding In klas 4 is de polaire atoombinding behandeld. Wanneer twee atomen via een atoombinding met elkaar verbonden zijn, trekt elk van deze twee atomen aan het bindende elektronenpaar (of de elektronenparen, wanneer er meervoudige atoombindingen in het spel zijn). De mate waarin een atoom aan elektronen trekt, wordt de elektronegativiteit (EN) genoemd. De elektronegativiteit is een eigenschap van een atoomsoort en is te vinden in Binas. Twee verbonden atomen met verschillende elektronegativiteiten trekken dus in verschillende mate aan het bindend elektronenpaar. Het gevolg is, dat de elektronen in het bindend elektronenpaar (gemiddeld in de tijd) wat vaker bij het ene atoom dan bij het het andere atoom zitten. Dit atoom wordt daardoor een beetje negatief geladen en dit geven we aan met ( delta-min ). Een lading ligt tussen 0 (neutraal) en 1 in. Het atoom is dus niet volledig negatief geladen; het zou dan immers een ion geworden zijn en dat is niet het geval. Het andere atoom krijgt vanzelfsprekend een lading. Een dergelijke atoombinding noemen we een polaire atoombinding. 2. Atoombinding of ionbinding? Wanneer twee dezelfde atomen een atoombinding hebben gevormd, is er geen verschil in elektronegativiteit. Er is dan ook geen polaire atoombinding en we noemen zo n atoombinding een apolaire atoombinding. Voorbeelden vind je in bijvoorbeeld I 2 (I I) en O 2 (O=O). Als het verschil in elektronegativiteit ( EN) erg groot is, zal het bindend elektronenpaar zich praktisch altijd bij één van de twee atomen bevinden. Eigenlijk is het minst elektronegatieve atoom dan één elektron kwijtgeraakt en heeft het meest elektronegatieve atoom er een elektron bijgekregen. Er zijn dan twee ionen ontstaan en er is dan geen sprake meer van een atoombinding, maar van een ionbinding. De polaire atoombinding is eigenlijk een tussensituatie tussen de apolaire atoombinding en de ionbinding. Soms is het verschil tussen de elektronegativiteit van de twee atomen niet erg groot. Ook al is de atoombinding dan eigenlijk een beetje polair, toch noemen we dat in de praktijk een apolaire atoombinding. Het is lastig om de grens aan te geven tussen een apolaire en een polaire atoombinding. Soms worden daarvoor de volgende (grove) vuistregels gebruikt: - apolaire atoombinding wanneer EN < 0,4 - polaire atoombinding wanneer 0,4 < EN < 1,7 - ionbinding wanneer EN > 1,7 In elk geval moet je van een paar bekende atoombindingen weten, of ze polair danwel apolair zijn: - een OH-binding is polair (O is en H is ) - een NH-binding is polair (N is en H is ) - een CH-binding is apolair - een CO-binding (C O of C=O) is polair (O is dan meestal en C meestal ) 2

3 opgaven 2.1. Zoek in Binas de elektronegativiteiten op van de volgende atoomsoorten: a) stikstof; b) waterstof; c) koolstof; d) zuurstof Kloppen de bovenstaande vuistregels voor EN met de regels in het grijze kader? 3. Dipoolmoment Een polaire atoombinding heeft een zogenaamd dipoolmoment. Het dipoolmoment µ van een atoombinding is het product van de verschoven lading q (in Coulomb, C) en de afstand l (in meter, m) waarover de lading is verschoven. Omdat de afstand een richting heeft, is het officieel een vectorgrootheid en is het dipoolmoment ook een vectorgrootheid: µ = ql De vector µ wijst van de negatieve naar de positieve pool van de atoombinding 1. De eenheid van het dipoolmoment is officieel [C m], maar een veelgebruikte aanduiding is de eenheid Debye (D), die is vernoemd naar de nederlander Peter Debye. µ H Cl een molecuul HCl met het dipoolmoment µ Wanneer een molecuul meerdere polaire atoombindingen bezit, spelen al deze polaire atoombindingen een rol in de totale ladingsverschuiving in het molecuul. Daarom kan van een molecuul het totale dipoolmoment worden gevonden, door de dipoolmomenten van alle polaire atoombindingen vectorieel op te tellen. Let dus op: de ruimtelijke bouw van een molecuul bepaalt dus, hoe groot het totale dipoolmoment van het molecuul is en wat de richting ervan is. 1 Let op: in sommige studieboeken kom je voor het dipoolmoment soms het teken tegen. Dit wijst dan altijd van de positieve naar de negatieve pool, dus tegengesteld aan de richting van µ. 3

4 µ dipoolmoment van een molecuul water: vectoriële optelling dipoolmoment van een molecuul CO 2 : vectoriële optelling levert als resultante op, dat µ = 0 Wanneer een molecuul als geheel een dipoolmoment heeft, noemen we dit een polair molecuul, een dipoolmolecuul of kortweg een dipool. 4. Interacties met een dipoolmolecuul Een dipool zal andere deeltjes met een lading aantrekken. Dat kan een andere dipool zijn en we spreken dan van een dipool-dipoolinteractie. Let op: alleen moleculen die als geheel een dipoolmoment hebben, vertonen dipool-dipoolinteracties. Moleculen CO 2 hebben dus géén dipool-dipoolinteracties met elkaar! Ook kan een dipoolmolecuul een ion aantrekken. Dit wordt een ion-dipoolinteractie genoemd. 4.1 ion-dipoolinteractie en hydratatie Een mooi voorbeeld van een ion-dipoolinteractie vinden we in een oplossing van een zout (bijvoorbeeld keukenzout, NaCl) in water: Cl Let op: de H-atomen () richten zich naar het (negatieve!) chloride-ion. We spreken in dit verband ook wel van een watermantel rondom een opgelost ion. Watermoleculen verder weg van de ionen zijn willekeurig georiënteerd. Een positief ion in water (in het voorbeeld Na + ) wordt ook door watermoleculen omgeven, maar dan richten de O-atomen () zich naar het positieve ion. Wanneer zoutionen zijn omgeven door watermoleculen, zijn de opgeloste zoutionen gehydrateerd. We spreken dan van hydratatie. 4

5 4.2 dipool-dipoolinteracties in een vaste stof (*) Moleculen in een vaste stof bevinden zich op een vaste plek ten opzichte van elkaar. De oriëntatie van de moleculen in een molecuulrooster zal zodanig zijn, dat er een minimale energie wordt bereikt. Dat geldt uiteraard ook voor dipoolmoleculen. Ongunstige oriëntatie (links) en gunstige oriëntatie (rechts) van dipoolmoleculen in een vaste stof Een gunstige oriëntatie is die, waarbij positieve en negatieve lading elkaar kunnen aantrekken en gelijksoortige ladingen elkaar zo min mogelijk afstoten. Voor de aantrekkingskracht tussen elektrische ladingen geldt de wet van Coulomb: q1q2 F el = k 2 r met: - F el de elektrische aantrekkingskracht (in Newton, N) - q 1 en q 2 de grootte van de twee elkaar aantrekkende ladingen (in Coulomb, C) - r de afstand tussen de ladingen (in m) - k een constante Merk op, dat er een minteken in de formule staat. Als de ladingen tegengesteld zijn (bijvoorbeeld q 1 positief en q 2 negatief), dan moet er natuurlijk een positieve aantrekkingskracht zijn. Het minteken zorgt daarvoor. Uit de wet van Coulomb kan kan worden afgeleid hoeveel interne energie (symbool: U) er vrijkomt, wanneer dipoolmoleculen in een vaste oriëntatie bij elkaar in de buurt worden gebracht. De Coulombkracht en dus de vrijkomende energie hangt af van de afstand r tussen de dipoolmoleculen (voor de dieper geïnteresseerde: daarbij wordt onder meer gebruik gemaakt van U = Fel dr ). Dit is een gunstig energie-effect (exotherm proces, dus U < 0): U µ 1µ 2C = 3 r 1 waarin C 1 een constante is en de µ s de dipoolmomenten van de twee betrokken moleculen. Het minteken is nodig om aan de voorwaarde U < 0 te voldoen. Dit is een vergelijkbare redenering als bij de invoer van het minteken in de wet van Coulomb. Wanneer de afstand tussen de dipoolmoleculen te klein wordt, gaan de elektronenwolken (negatief geladen) elkaar afstoten. Hetzelfde geldt voor de positief geladen atoomkernen. Er is dus een optimum in de afstand tussen de moleculen, maar dit is niet meegenomen in bovenstaande formule. 5

6 4.3 dipool-dipoolinteracties in een vloeistof (*) Moleculen in een vloeistof bevinden zich niet op een vaste plek ten opzichte van elkaar én kunnen bovendien draaien. Daarom is het moeilijker om te bepalen, hoeveel energie er vrijkomt wanneer dipoolmoleculen in een vloeistof met elkaar interacteren. Intuïtief zou je kunnen denken, dat alle oriëntaties elkaar uitmiddelen en dat er netto gezien geen energie vrijkomt bij deze dipool-dipoolinteracties. Dit is niet juist. Er komt wel degelijk energie vrij bij dipool-dipoolinteracties in een vloeistof, omdat de gunstige oriëntaties iets vaker voorkomen dan de ongunstige. Voor de dipool-dipoolinteracties in een vloeistof valt de onderstaande formule voor het energie-effect af te leiden: U µ 1µ 2C = 6 r 2 met C 2 een constante (die in dit geval van de beweeglijkheid van de moleculen en dus van T afhangt) en de µ s de dipoolmomenten van de twee betrokken moleculen. Ook in een vloeistof is er vanwege afstotingen op zeer korte afstanden een optimale afstand r tussen de moleculen. 5. Een bijzondere dipool-dipoolinteractie: de waterstofbrug Wanneer een polaire atoombinding een atoom waterstof bevat, blijkt een bijzondere, zeer sterke dipool-dipoolinteractie op te kunnen treden. Deze bijzondere aantrekkingskracht gaan we nauwkeurig bekijken. De elektrische aantrekkingskracht tussen twee ladingen is afhankelijk van 1) de afstand tussen de ladingen en 2) de grootte van de ladingen. Als de kracht tussen twee gedeeltelijk geladen atomen ( en ) groot is, dan zijn kennelijk de ladingen groot en/of de afstand tussen de ladingen is klein. Kennelijk is dit het geval bij een waterstofatoom met de lading. Dit is niet verwonderlijk: een waterstofatoom is het kleinste atoom dat bestaat, dus een geladen atoom kan dichtbij het atoom komen (we doen net alsof ladingen puntladingen zijn, die we in de atoomkern lokaliseren). Omdat het waterstofatoom zo klein is, is de lading ook redelijk goed op één plek gelokaliseerd. Ook dit draagt bij aan de sterke aantrekkingskracht tussen een geladen H-atoom en een ander, geladen atoom. De ladingen en moeten wel groot genoeg zijn, om die aantrekkingskracht ook groot te maken. 2 de kant van de zaak Wanneer een H-atoom vastzit aan een N-atoom, een O-atoom of een F-atoom, dán is de lading behoorlijk groot (kijk maar eens naar de verschillen in elektronegativiteit, die dan optreden). 2 Eigenlijk is er nog iets dat een rol speelt: de aanwezigheid van zogenaamde vrije elektronenparen op een atoom met de lading. Omdat de exacte structuur van de elektronenwolk nauwelijks wordt behandeld bij scheikunde, wordt deze factor niet verder uitgewerkt. 6

7 de kant van de zaak Welk geladen atoom is nou voldoende om een sterke binding met dat H-atoom te hebben? Dat zijn atomen met een voldoende hoge elektronegativiteit. Opnieuw zijn dat een N-atoom, een O-atoom of een F-atoom, die geladen zijn. De binding tussen de H en het atoom noemen we een waterstofbrug of een H-brug. We onderscheiden de H-brugdonor (deze bevat het H ) : H-brug - een OH-groep (in een alcohol, in water, etcetera) H - een NH-groep (kan ook NH 2 zijn) δ- O - HF H H δ- O H en een H-brugacceptor: - een O-atoom met de lading (kan bijvoorbeeld ook in een OH-groep zijn) - een N-atoom met de lading (kan bijvoorbeeld ook in een NH 2 -groep zijn) - een F-atoom (kan bijvoorbeeld ook in HF zitten) Het boek (Pulsar-Chemie VWO) doet net alsof beide moleculen een OH of NH moeten bevatten voor de vorming van een H-brug. Dit is onjuist. De juiste voorwaarden staan in het grijze kader hierboven. 6. Londoninteracties Een bekende intermoleculaire kracht is nog niet besproken. Zoals je weet (onder andere uit klas 3) trekken alle moleculen elkaar een beetje aan. Deze kracht is er altijd, ook als de moleculen geen lading of dipoolmoment bezitten. Deze intermoleculaire kracht noemden we de molecuulbinding of VanderWaalsbinding (VDW-binding). Eigenlijk heten deze bindingen anders, namelijk Londoninteracties of ook wel dispersie-interacties. Inzicht in het ontstaan van deze bindingen valt buiten het bestek van de middelbare school. Londoninteracties zijn zwakke krachten ten opzichte van dipool-dipoolinteracties (sterker), H- bruggen (nóg sterker) en ionbindingen (nóg weer sterker). Voor de Londoninteracties geldt, dat deze sterker zijn naarmate het contactoppervlak tussen de moleculen ook groter is. Kort door de bocht gezegd: wanneer moleculen groter zijn, is de Londoninteractie tussen de moleculen sterker. En nog korter door de bocht: als de molecuulmassa groter is, is de Londoninteractie tussen de moleculen sterker. Zwaardere moleculen zijn immers in de regel ook groter. Eigenlijk zijn de VanderWaalskrachten de som van alle intermoleculaire krachten, dus het totaal van Londoninteracties, dipool-dipoolinteracties en H-bruggen. In het dagelijkse chemische taalgebruik wordt met de VDW-kracht echter meestal alleen de Londoninteractie bedoeld. 7

8 opgaven 6.1. Welke krachten kunnen tussen de moleculen in de volgende zuivere stoffen optreden? Gebruik zonodig de Binastabel met dipoolmomenten. a) octaan (octa = 8) b) ethaan c) waterstofchloride d) tetrachloormethaan e) ammoniak (NH 3 ) f) ethoxyethaan (triviale naam: ether) (H 3 C CH 2 O CH 2 CH 3 ) 6.2. Leg uit waarom het kookpunt van octaan hoger ligt dan het kookpunt van ethaan Leg uit waarom water (molecuulmassa 18,0 u) bij kamertemperatuur een vloeistof is en methaan (molecuulmassa 16,0 u ofwel praktisch gelijk) bij diezelfde temperatuur een gas is Ga na of tussen de volgende moleculen H-bruggen kunnen worden gevormd: a) Twee watermoleculen b) Een watermolecuul en een ammoniakmolecuul (NH 3 ) c) Een watermolecuul en een zuurstofmolecuul (O 2 ) d) Een watermolecuul en een molecuul aceton (zie rechts) e) Twee moleculen aceton f) Twee moleculen propaan O C H 3 C CH 3 aceton 6.5 Leg met behulp van de wet van Coulomb uit, waarom een ionbinding in de regel sterker is dan een dipool-dipoolinteractie. Ga uit van dezelfde waarden voor r. gebruikte literatuur: P.W. Atkins, Physical Chemistry, 5th edition 8

9 antwoorden opgaven: 1.1.a) bindingen tussen moleculen (moleculen gaan dicht langs elkaar bewegen) b) bindingen tussen moleculen (moleculen krijgen grotere afstand van elkaar bij het verdampen tot een gas) c) bindingen tussen ionen (ionen gaan dicht langs elkaar bewegen). 1.2.a) neen. De stof blijft dezelfde stof, dus geen reactie; het is een fase-overgang; b) neen. Als een stof dezelfde stof blijft, blijven de moleculen dus dezelfde moleculen; c) neen. De moleculen nemen afstand van elkaar, maar elk molecuul blijft intact en wordt niet afgebroken o.i.d. ============== 2.1a) EN (N) = 3,1 b) EN (H) = 2,1 c) EN (C) = 2,4 d) EN (O) = 3,5 2.2) EN (O H) = 1,4 en O H-binding is volgens grijze kader polair, dus klopt EN (N H) = 1,0 en N H-binding is volgens grijze kader polair, dus klopt EN (C H) = 0,3 en C H-binding is volgens grijze kader apolair, dus klopt EN (C O) = 1,1 en CO-binding is volgens grijze kader polair, dus klopt ============== 6.1a) octaan: Londoninteracties b) ethaan: Londoninteracties c) waterstofchloride: Londoninteracties en dipool-dipoolinteracties d) tetrachloormethaan: Londoninteracties (µ = 0, zie Binastabel 55B) e) ammoniak: Londoninteracties en H-bruggen f) ether: Londoninteracties en dipool-dipoolinteracties (µ = 3,8 C m, zie Binastabel 55B) 6.2) De Londoninteracties tussen octaanmoleculen zijn sterker dan de Londoninteracties tussen ethaanmoleculen, omdat octaanmoleculen groter zijn dan ethaanmoleculen. Verder zijn er geen intermoleculaire krachten in het spel. Octaanmoleculen trekken elkaar dus sterker aan dan ethaanmoleculen. Je hebt dus een hogere temperatuur nodig om octaanmoleculen van elkaar af te kunnen krijgen. Octaan heeft dus een hoger kookpunt. 6.3) De moleculen H 2 O en CH 4 zijn ongeveer even groot (en even zwaar), dus de Londoninteracties tussen H 2 O-moleculen zijn ongeveer even groot als tussen CH 4 - moleculen. H 2 O-moleculen kunnen echter ook H-bruggen met elkaar vormen en CH 4 - moleculen kunnen dat niet. De totale aantrekkingskracht tussen H 2 O-moleculen is dus groter dan tussen CH 4 -moleculen en het kookpunt van water ligt dus hoger dan het kookpunt van methaan. Bij kamertemperatuur is het kookpunt van water nog niet bereikt, terwijl het kookpunt van methaan dan allang bereikt is en methaan dus bij kamertemperatuur een gas is. 6.4a) ja b) ja c) nee d) ja e) nee f) nee 6.5) In de wet van Coulomb staan de elektrische ladingen in de teller (boven de deelstreep). De ladingen bij ionen zijn volledig (minimaal 1+ en 1 ), terwijl de ladingen op de atomen in dipoolmoleculen slechts en zijn (δ < 1). Daardoor is de Coulombkracht tussen ionen en dus de ionbinding sterker dan dipool-dipoolinteracties. 9