sciencetalk

kan iemand mij heel duidelijk uitleggen wat polair/apolair is, wanneer en waarom deze goed of mindergoed oplossen.

En wat elekronegativiteit precies is. Alvast bedankt!

Ik heb er zelf ook beetje moeite mee, maar mijn sk-leraar heeft een paar mooie definities die je hopelijk op weg helpen.

Polair: Een stof dat is opgebouwd uit dipool momenten.

Een molecuul heeft een dipool moment als:

- Er polaire atoombindingen in voorkomen

- het molecuul niet (volledig) symmetisch is, dus de bindingen mogen elkaar niet opheffen door symmetrie

Gevolg: als het centrum van de positieve lading en de negatieve lading niet samenvalt

Apolair is dus het tegenover gestelde. Een apolair molecul heeft dus geen dipool moment.

Polaire stoffen lossen goed op in water omdat water (H₂O) zelf ook een polair molecuul is.

Over electronegativiteit: Hoe meer rechtsbovenin het atoom in het periodiek systeem staat (dus naar de niet metalen toe richting helium) hoe groter de electronegativiteit is. Dit wil dus zeggen dat deze atomen geneigd zijn de electronen naar zich toe te trekken in een molecuul zonder dat er een ionbinding onstaat. Zij worden dus "delta min"

Ik heb ook nog een handig dingetje om te bepalen of het en polaire atoombinding heeft. Ik weet alleen niet meer precies wat je van elkaar af moest trekken, maar wellicht komt het je bekend voor

0.0 - 0.4 : Atoombinding (apolair)

0.4 - 1.7 : Polair

1.7 - --> : Ionbinding.

elektronegatieve waarde is een getal dat aanduit hoe sterk/zwak het metaal/niet-metaal karakter van een element is.

Hoe groter En=> hoe sterker het niet-metaal karakter

hoe kleiner EN=> hoe sterker het metaal karakter

De kwestie apolair/polair is niet zo simpel.

Tussen de atomen van een covalente binding heersen verschilende krachten.

De zwakste zijn de zogenaamde van der waals krachten, die veroorzaakt worden door schommelingen in de elektronen wolk,met zeer kleine tijdelijke lagindsverschillen. Stoffen waar alleen VDW-krachten opin werken zijn apolair. Hoe groter en regelmatiger de molecule heo groter de VDW-krachten. Hoe groter de VDW-krachten hoe groter het smelt/kookpunt

bijv.: kpF₂>Kp>Cl₂>kpBr₂>kpI₂

En daarom zijn hogere alkanen vaste stoffen.

Volgend niveau zijn de dipoolkrachten. Deze kunnen pas ontstaan als er 2voorwaarden zijn voldaan. Veschil in EN-waarde en ladingscentra mogen niet samenvallen.

tussen CO₂ moleculen zouden dipoolkrachten kunnen werken maar aangezien CO₂ een symetrische molecule isvallen de landingscentra samen. En bij bijvoorbeeld H₂2 vallen die niet samen. Hangt af van het sterisch getal en de ruimtelijke ordering.

Een derde niveau voor de colvalente binding zijn de zogenaamde waterstofbruggen.

Deze krachten treden op tussen moleculen die een H-atoom bevatten. Dit echter alleen als het ander atoom klein genoeg is (O/F/N)

Daarom is water een vloeistof door de waterstofbruggen.

Om covalte stoffen op te lossen heb je de volgende regel. Like likes like.

d.w.z. polair lost op in polair en apolair lost op in apolair.

Runen zijn regeltje klopt niet, want CO₂ zou volgengs die regel een pôlaire binding zijn , maar dat klopt niet. Trouwens die 1.7 klopt ook niet. Een ion binding hev je tussen een metaal en een niet-metaalen een colvalent tussen 2niet-metalen. Het getal is maar een benadering.

bijv.: kpF2>Kp>Cl2>kpBr2>kpI2

Dit is net andersom, jood heeft het hoogste 'kookpunt' (het sublimeert eigenlijk) en fluor het laagste.

Runen zijn regeltje klopt niet, want CO2 zou volgengs die regel een pôlaire binding zijn , maar dat klopt niet. Trouwens die 1.7 klopt ook niet. Een ion binding hev je tussen een metaal en een niet-metaalen een colvalent tussen 2niet-metalen. Het getal is maar een benadering.

Deze getallen zijn inderdaad maar een benadering. Het gaat hier echter om de aard van de binding en niet de aard van het molecuul. De C=O-binding in CO2 is wel degelijk polair, maar door de symmetrie is het molecuul zelf apolair: de dipoolmomenten van de beide bindingen heffen elkaar op omdat ze precies tegenover elkaar staan.

Elektronegativiteit is het vermogen elektronen van een chemische binding naar zich toe te trekken. De elektronegativiteit wordt aangeduid door een getal van 0,7 tot 4,0 (zonder eenheid). Dit getal heeft geen directe betrekking tot een meetbare eigenschap van een element, maar maakt het mogelijk de elektronegativiteit tussen verschillende elementen te vergelijken. Het verschil in elektronegativiteit beschrijft de aard van de chemische binding (zoals Runen beschreven heeft).

In water heeft het zuurstofatoom een hogere elektronegativiteit dan waterstof, zodat het zuurstof de elektronen van de O-H-binding naar zich toe trekt. Doordat de bindingselektronen hierdoor iets vaker in de buurt van het zuurstofatoom zijn, heeft dit een kleine negatieve lading (negatieve partiaallading) en het waterstofatoom heeft een positieve partiaallading. Dit verschil in partiaallading zorgt ervoor dat deze binding polair is.

Voor de duidelijkheid: een covalente binding is een binding waarin één of meer elektronenparen door twee atomen gedeeld worden, zoals de bindingen in een molecuul. Vanderwaals-, dipoolkrachten en waterstofbruggen zijn dus geen covalente bindingen, maar krachten die tussen moleculen en niet in moleculen werken. Waterstofbruggen ontstaan doordat (zoals boven beschreven) zuufstof in water een negatieve partiaallading heeft en waterstof een positieve partiaallading. Hierdoor trekken een waterstofatoom van het ene watermolecuul en een zuurstofatoom van het andere watermolecuul elkaar aan.

kan iemand me mss uitleggen hoe je ziet dat een molecule symmetrisch is ?

Dit kan je zien met behulp van VSEPR theorie

geometrie

Als de basisvorm( zie eerste kolom in link) verloren is gegaan doordat er een vrij elektronenpaar aanwezig is dan is de molecule niet meer symmetrisch en dus polair.

de lineaire en vierkant planaire (square planair) vorm zijn wel symmetrisch ook al komen er vrije elektronen in voor; deze zijn dus niet ploair

Runen schreef:0.0 - 0.4 : Atoombinding (apolair)

0.4 - 1.7 : Polair

1.7 - --> : Ionbinding.

is 1.7 polair of een ionbinding

is 1.7 polair of een ionbinding

de getalletjes zijn maar een benadering, maar toch. je zal zien dat dit voor sommige verbindingen niet opgaat (bv CO₂).

exact zegt men

ENW tussen 0-0.4 APOLAIRE COVALENTE BINDING

ENW tussen 0.4-1.7 POLAIR COVALENTE BINDING

ENW tussen 1.7-... IONENBINDING en uiteraard POLAIR.

bv : NaCl = ENW van Na = 0.9 en Cl = 3.0 verschil (delta , maar kan ik niet invoeren) ENW = 2.1 en dus ionenbinding .

het is ook polair namelijk Na met pos. lading en Cl met neg lading.

Om de invloed van het dipoolmoment op diverse fysische eigenschappen te bekijken kun je de gassen kooldioxyde en distikstofoxyde (lachgas) met elkaar vergelijken. Ze zijn isoelectronisch, en hebben ongeveer dezelfde molmassa.

Alleen: CO2 is symmetrisch en apolair terwijl lachgas niet symmetrisch is en een (klein) dipoolmoment heeft.

Als je de kookpunten, smeltpunten en oplosbaarheden in water met elkaar vergelijkt kun je vaststellen wanneer het symmetrieverschil een rol speelt en wanneer niet.

En let ook eens op het enorme verschil tussen vloeibaar Argon en gesmolten KCl. Ze betaal uit dezelfde deeltjes. Alleen bij KCl is er een ongelijke ladingsverdeling die sterke electrostatische interakties tot gevolg heeft.

Dat de symmetrie van een molecuul hier gehanteerd wordt als criterium of het al dan niet polair is, is niet juist.

Zowel CO₂ als H₂O moleculen hebben een inwendig spiegelvlak en zijn dus symmetrisch, toch is CO₂ apolair en H₂O polair.

Het verschil zit hem in het feit dat het CO₂ molecuul lineair is (hoek tussen beide C=O bindingen is 180^o), terwijl de theoretische hoek tussen de twee H-O bindingen in water 109^o is.

Geeft men de ladingsverschuiving ten gevolge van het verschil in elektronegativiteit tussen C en O, resp. H en O weer als een vector, dan is eenvoudig in te zien dat de twee vectoren elkaar in het lineaire molecuul CO₂ opheffen (ze zijn even groot, tegengesteld en liggen in elkaars verlengde), terwijl er in H₂O een resultante overblijft. Daarom is het watermolecuul polair en het koolstofdioxidemolecuul niet.

leen schreef:Dit kan je zien met behulp van VSEPR theorie

geometrie

Als de basisvorm( zie eerste kolom in link) verloren is gegaan doordat er een vrij elektronenpaar aanwezig is dan is de molecule niet meer symmetrisch en dus polair.

de lineaire en vierkant planaire (square planair) vorm zijn wel symmetrisch ook al komen er vrije elektronen in voor; deze zijn dus niet ploair

Maar hoe weet je dan wat de basisvorm van het molecuul was? Als je bijvoorbeeld alleen weet dat je te maken hebt met NO2- Hoe kun je dan zeggen dat dit een polaire stof is en hoe weet je dat dit niet de basisvorm is?

Is het hoe dan ook mogelijk om een apolaire ionbinding te hebben? of is dit gewoonweg Onmogelijk?

TheEvOluTioNaRy schreef: ↑do 30 jan 2014, 15:08
Is het hoe dan ook mogelijk om een apolaire ionbinding te hebben? of is dit gewoonweg Onmogelijk?

Nee, (a)polaire stoffen hebben een atoombinding, dus een ionbinding heeft daar verder niets mee te maken. Zie verder je leerboek scheikunde voor verdere details met betrekking tot de verschillende bindingstypen.

TheEvOluTioNaRy schreef: ↑do 30 jan 2014, 15:08
Is het hoe dan ook mogelijk om een apolaire ionbinding te hebben? of is dit gewoonweg Onmogelijk?

Een ionbinding is een binding tussen twee ionen. De een is positief geladen, en de ander negatief. Hoe zou je die binding apolair willen maken? Een ionbinding is altijd extreem polair.