4e jaar Wetenschappen

CVO KISP - OEFENLES Chemie van water Mevrouw Baeten 4e jaar Wetenschappen 7-12-2013

Inhoud 1. Inleiding... 2 2. Inleidende proef... 2 3. Bouwstenen water... 3 4. Polariteit... 4 a. Elektronegativiteit... 4 b. Polaire en apolaire bindingen... 4 c. Polaire en apolaire moleculen... 5 5. Terugkoppeling naar de inleidende proef... 7 6. Bijlage... 8 7. Bronnen... 9 DOELSTELLINGEN 1. De elektronegatieve waarde van een atoom kunnen geven 2. Het verschil in elektronegatieve waarden van een molecule kunnen geven 3. De geometrie van het watermolecule kunnen geven 4. Het dipoolkarakter (polair of apolair) van een watermolecule of een binaire stof kunnen verklaren vanuit het verschil in EN-waarden tussen de bindingspartners en de geometrie van de molecule 5. De oplosbaarheid van stoffen in water experimenteel onderzoeken 6. Het dipoolkarakter van water experimenteel onderzoeken 7. De waargenomen gegevens ter discussie stellen aan de hand van verschillende criteria 8. Het gekregen materiaal met respect behandelen 9. Samen naar de juiste oplossing zoeken 1

1. Inleiding Water is ontegensprekelijk één van de belangrijkste moleculen om leven mogelijk te maken op aarde. Water is echter meer dan enkel een oceaan of regen, het creëert leven. 2. Inleidende proef Aan de hand van een groepswerk gaan jullie ZELF aan de slag. Twee bekers worden gevuld met water (H 2 O). Bovenop de eerste beker wordt olie gegoten. In de tweede beker wordt citroenzuur gedaan. Waarneming: 2

Sommige stoffen lossen blijkbaar in elkaar op en andere niet. Dit wil zeggen dat als je stoffen bij elkaar brengt, ze in sommige gevallen een egaal en stabiel mengsel vormen. In andere gevallen echter zullen er, als het mengsel even stil heeft gestaan, lagen of ogen gevormd worden en is er dus geen sprake van een oplossing. Hoe komt dat? 3. Bouwstenen water Een watermolecule bestaat uit twee waterstofatomen en een zuurstofatoom. Deze hangen aan elkaar vast doordat hun respectievelijke elektronen een chemische binding gaan vormen. Een watermolecule is dus een samengestelde stof. Zuurstof (O) laat elk van beide waterstofatomen een elektron mee gebruiken, en de waterstofatomen (H) gebruiken op hun beurt elk ook een elektron van zuurstof (O). Zo komen er gemeenschappelijke elektronenparen te liggen tussen zuurstof (O) en elk van de twee waterstofatomen (2xH). Omdat de elektronegatieve waarde van zuurstof hoger is dan waterstof, zullen de elektronen meer naar zuurstof getrokken worden. De structuur van water: 3

4. Polariteit a. Elektronegativiteit De kracht waarmee atomen elektronen naar zich toe trekken noemt men in de scheikunde elektronegativiteit. De waarde voor elektronegativiteit staat voor elk element rechts bovenaan in de tabel van Mendeljev. Zoals hierboven vermeld voor water: de elektronegativiteit van zuurstof is veel groter dan die van waterstof. Dit wil zeggen dat zuurstof harder trekt en de gemeenschappelijke elektronenparen meer aan de zuurstofkant terechtkomen. Voorbeelden: Het fluoratoom(e.n. = 4) trekt elektronen sterker aan dan het zuurstofatoom (e.n. = 3.5) Het chlooratoom (e.n. = 3.0) trekt elektronen sterker aan dan het koolstofatoom (e.n. = 2.5) Water bestaat uit zuurstof en waterstof: e.n. van waterstofatoom =. e.n. van zuurstofatoom =.. Het verschil in e.n. waarde = b. Polaire en apolaire bindingen Als tussen 2 atomen het verschil in e.n. waarde verschillend is van nul dan is de binding tussen deze atomen polair. Hoe groter het verschil, hoe meer polair een binding is. Iedere polaire molecule bevat een dipool ( Omdat elektronen altijd negatief geladen zijn, krijgt de zuurstofkant van de watermolecule hierdoor een negatieve lading. De andere kant van de molecule, de waterstofkant, krijgt bijgevolg een positieve lading. De moleculen van water hebben dus een positieve en een negatieve pool, daarom zijn de bindingen polair. 4

Oefening 1: Geef via het verschil in e.n. waarde aan of de volgende bindingen polair of apolair zijn. HCL: O 2 : water: ammoniak: c. Polaire en apolaire moleculen Als je naar dit tweede model van de watermolecule kijkt, waar de bindingen getekend zijn, zie je dat de atomen niet precies om één lijn liggen. Het is precies door deze geknikte (asymmetrische) vorm dat er een duidelijk positieve en negatieve kant in een molecule kan ontstaan. Als een molecule NIET SYMMETRISCH is opgebouwd dan is de molecule POLAIR Als een molecule VOLLEDIG SYMMETRISCH is opgebouwd dan is de molecule APOLAIR Dit houdt dus in dat een molecule met polaire bindingen APOLAIR kan zijn en omgekeerd!!! De moleculen van polaire stoffen kenmerken zich door twee eigenschappen: o Groot verschil in elektronegatieve waarde tussen de atomen o De moleculen hebben een asymmetrische bouw 5

Oefening 2: Onderzoek of de moleculen polair of apolair zijn. HCL: O 2 : water: ammoniak: Uitbreiding: http://www.schooltv.nl/beeldbank/clippopup/20031208_19_03amonia 6

5. Terugkoppeling naar de inleidende proef We zagen in de inleidende proef dat olie niet oplost in water. Echter citroenzuur zal wel oplossen in water. Oefening: Probeer aan de hand van de polariteit te achterhalen wat water gemeen heeft met citroenzuur of olie. De lewisstructuren van citroenzuur en olie zijn gegeven. Citroenzuur: Een voorbeeld van een olie: Verklaring voor oplosbaarheid: Er geldt dus dat POLAIRE MOLECULEN zullen oplossen in POLAIRE MOLECULEN. Omgekeerd zal ook gelden dat APOLAIRE MOLECULEN zullen oplossen in APOLAIRE MOLECULEN. Dit heet het Like Likes Like principe. 7

6. Bijlage TABEL VAN MENDELJEV 8

7. Bronnen *VVKSO, leerplannen, geraadpleegd op 17/10/2013, www.vvkso.be *Cursus Dca, CVO Kisp Gent, 2013-2014 *Onderwijs Vlaanderen, VOETen 2010, geraadpleegd op 17/10/2013: http://www.ond.vlaanderen.be/curriculum/publicaties/voet/voet2010.htm *Schooltv, Amoniakfontein, geraadpleegd op 25/11/2013, www.schooltv.nl/beeldbank/clip *centrum voor taal en onderwijs, polaire en apolaire stoffen, geraadpleegd op 25/11/2013, http://cteno.be/downloads/secundair_onderwijs_bronnenboek_polaire_en_apolaire_stoffen.pdf *Chemical Principles, Steven Zumdahl, Hisbourgh, 6th edition *Molecular Cell Biology, W.H. Freeman and Company, 2008, 6 th edition *Begeleid zelfstandig leren, de chemie van water, geraadpleegd op 25/11/2013, http://www.begeleidzelfstandigleren.com/chemie/ 9