Please enable JavaScript.
Coggle requires JavaScript to display documents.
Polaire covalente bindingen: zuren en basen. (Elektronegativiteit (De…
Polaire covalente bindingen: zuren en basen.
Dipoolmoment
Sterk polaire stoffen zijn beter oplosbaar in waterige oplosmiddelen dan minder polaire stoffen.
Dipoolmoment = de grootte van de lading aan beide uiteinden an de moleculaire dipool maal de afstand tussen de ladingen. Het wordt uitgedrukt in debyes, waarbij 1D = 3,336 x 10-30 coulomb per meter in SI-eenheden.
Elektronegativiteit
De meeste bindingen zijn niet volledig ionische of volledig covalente, maar bevindt zich ergens tussen de twee vormen in. De polariteit van de binding is het gevolg van verschil in elektronegativiteit, het vermogen van een atoom om de gedeelde elektronen in een covalente binding aan te trekken. Hoe meer je naar rechts en naar onderen in het periodiek systeem gaat, hoe hoger de elektronegativiteit.
Polair covalente binding = de bindingselektronen sterker worden aangetrokken door het ene atoom dan door het andere atoom, zodat de elektronendistributie tussen atomen niet symmetrisch is.
Koolstof heeft een elektronegativiteit van 2.5
Elektronegativiteit tussen atomen verschillen met 0,5 --> niet-polaire covalente bindingen.
Elektronegativiteit tussen atomen verschillen tussen de 0,5 en 2.0 --> polaire covalente binding.
Elektronegativiteit tussen atomen is groter dan 2,0 --> grotendeels ionische binding.
Wanneer een atoom een gedeeltelijke positieve lading heeft wordt dit aangeduid met delta plus.
Wanneer een atoom een gedeeltelijke negatieve lading heeft wordt dit aangeduid met delta min.
Een gekruiste boog wordt gebruikt om de richting van de polariteit van de binding aan te geven. Volgens afspraak worden elektronen verplaatst in de richting van de pijl. De staart van de pijl is elektronenarm en de punt van de pijl is elektronenrijk.
Vaak als er met kleuren gewerkt wordt, in een structuur dan wordt hiermee de lading aangegeven, of de gedeeltelijk positieve en gedeeltelijk negatieve delen. Elektronenarme atomen worden met rood aangegeven en elektronenrijk atomen met blauw of groen.
Inductief effect is eenvoudigweg het verplaatsen van elektronen in een sigma-binding in reactie op de elektronegativiteit van nabijgelegen atomen.
Formele ladingen
Formele lading doelt om aan te geven dat een atoom een binding mist of juist te veel heeft. Heeft een atoom er te veel is hij positief geladen, heeft een atoom er te weinig is hij negatief geladen.
Formule voor de totale lading = nummer van valentie elektronen in een vrij atoom - nummer van de valantie elektronen in het gebonden atoom.
Oftwel:
Formele lading = nummer van valentie elektronen in een vrij atoom - (nummer of gebonden elektronen / 2 + nummer van ongebonden elektronen).
Covalente van koolstof = 4
Covalente van waterstof = 1
Covalente van zuurstof = 2
Covalente van stikstof = 3
Resonantie
Resonantie structuren worden gebruikt om de elektronenbijdrage te laten zien in een structuur vorm. Er zijn voor veel moleculen veel vormen van resonantie, hun resonantie-relatie wordt aangegeven met een evenwichtspijl omdat de vormen kunnen veranderen.
Het enigste verschil tussen resonantie-vormen is de plaatsing van de phi-binding en de niet-bindende valentie elektronen.
Het is goed om te realiseren dat een stof niet zomaar van vorm naar vorm kan springen waarbij een deel van de tijd eruit ziet als de ene en de andere deel van de tijd er weer anders uit ziet, KAN NIET.
Regels voor resonantie vorming
Individuele resonantievormen zijn denkbeeldig, niet echt
Resonantievormen gehoorzamen aan de normale regels van de valentie. De octetregel is nog steeds van toepassing op e atomen van de tweede rij, de hoofdgroep
De resonantievormen van dezelfde substantie hoeven niet gelijkwaardig aan elkaar te zijn.
Resonantie leidt tot stabiliteit. Hoe groter het aantal resonantievormen, hoe stabieler een stof is, omdat de elektronen zich over een groter deel van het molecuul uitstrekken en dichter bij meer kernen liggen.
De positie of de hybridisatie van een atoom verandert niet van de ene resonantievorm naar de andere. De beweging van elektronen is er schematisch weergegeven, hierbij wordt gebruik gemaakt van halve en hele pijlen.