IIntermediate · deel I4 · Chemie en materialen

Handboek · hoofdstuk 13Chemische bindingen en stofeigenschappen

Waarom zout breekt en koper buigt, waarom ijs drijft en olie niet oplost

Atomen blijven zelden alleen. Ze geven elektronen af, nemen ze op, delen ze of laten ze vrij rondzwerven, en zo ontstaan ionbindingen, atoombindingen en metaalbindingen. Die bindingen verklaren bijna alles wat je in F8 en F10 over stofeigenschappen leerde: waarom zout pas bij 801 °C smelt en water al bij 0 °C, waarom zout water stroom geleidt en suikerwater niet, waarom ijs drijft. Voor Habitat leer je de sterkte van de voedingsoplossing meten met haar elektrische geleidbaarheid, de EC.

11× uitleg4× uitgewerkt voorbeeld1× proef1× ontleed1× naslag1× verhaal1× het geheel1× code15 opdrachten in het werkboek± 9 lestijden

MMaterie en chemie

Kubusvormige zoutkristallen: het ionrooster van natriumchloride, zichtbaar met het blote oog.

Na dit hoofdstuk

Je kan ionbinding, atoombinding en metaalbinding beschrijven en herkennen aan de soorten atomen.
Je kan de formule van een zout opstellen uit de ionladingen en eenvoudige stoffen correct benoemen, ook met samengestelde ionen.
Je kan Lewisstructuren tekenen van eenvoudige moleculen en structuurformules lezen.
Je kan met de elektronegativiteit voorspellen of een binding apolair, polair of ionair is, en of een molecule polair is.
Je kan van der Waalskrachten en waterstofbruggen gebruiken om kookpunten te vergelijken.
Je kan uitleggen waarom water bijzonder is: hoog kookpunt, ijs dat drijft, goed oplosmiddel.
Je kan smeltpunt, geleiding en oplosbaarheid van een stof verklaren uit haar binding.
Je kan uitleggen waarom een zoutoplossing geleidt, de EC van een voedingsoplossing meten, omrekenen naar 25 °C en gebruiken om bij te sturen.

Uitleg · 13.1

Wat je al weet, en wat nu komt

1/21

In hoofdstuk 12 zag je dat atomen streven naar een volle buitenste schil, de edelgasconfiguratie. Alleen de edelgassen hebben die al; alle andere atomen gaan bindingen aan om er een te krijgen. Dat kan op drie manieren, en elke manier geeft stoffen met eigen eigenschappen.

wat je al weet	waar	wat er nu bij komt
valentie-elektronen, edelgasconfiguratie, ionen zoals Na⁺ en Cl⁻	hoofdstuk 12	hoe atomen daardoor aan elkaar vastzitten
zout water geleidt, suikerwater niet	F8	waarom: vrije ionen tegenover moleculen
olie lost niet op in water; ijs drijft	F7, F8	polariteit en waterstofbruggen
smeltpunt en kookpunt als stofeigenschap	F6, F8	waarom ijzer bij 1538 °C smelt en ijs bij 0 °C
metalen geleiden, zijn pletbaar	F10	de metaalbinding

In dit hoofdstuk

leer je de drie soorten binding kennen en herkennen;
stel je formules en namen op van zouten en eenvoudige moleculen;
teken je Lewisstructuren en lees je structuurformules;
ontdek je waarom sommige moleculen een positieve en een negatieve kant hebben, en wat dat doet met hun kookpunt en oplosbaarheid;
verklaar je de eigenaardigheden van water;
meet je voor Habitat de sterkte van de voedingsoplossing met de EC.

Overdragen, delen of vrijlaten: wat er met de valentie-elektronen gebeurt, bepaalt het soort binding.

Verhaal · 13.2

Arrhenius: zout valt uiteen, ook zonder stroom

2/21

In 1834 noemde Michael Faraday de geladen deeltjes die in een oplossing naar de elektroden bewegen ionen, naar het Griekse woord voor 'gaand'. Hij dacht, zoals iedereen toen, dat de elektrische stroom die ionen maakte: de spanning zou de zoutmoleculen uit elkaar trekken.

Een halve eeuw later mat de jonge Zweed Svante Arrhenius in Uppsala de geleidbaarheid van zoutoplossingen die steeds verder verdund werden. Hij kwam tot een gewaagd besluit: een zout valt in water vanzelf uiteen in ionen, ook als er geen stroom loopt. De stroom zet de ionen alleen in beweging. Zijn doctoraat (1884) overtuigde de professoren in Uppsala nauwelijks: hij kreeg de laagste graad waarmee je nog slaagde. Maar enkele bekende chemici buiten Zweden, zoals Wilhelm Ostwald en Jacobus van 't Hoff, zagen dat zijn idee heel wat verklaarde, onder meer waarom zout water bij een lagere temperatuur bevriest dan suikerwater met evenveel moleculen per liter.

In 1903 kreeg Arrhenius de Nobelprijs voor scheikunde voor zijn theorie van de elektrolytische dissociatie. Vandaag is ze zo vanzelfsprekend dat een hydroponieteler er elke dag op vertrouwt: een EC-meter meet hoeveel ionen er vrij in de voedingsoplossing zweven. Arrhenius is trouwens ook bekend om een heel ander werk: in 1896 berekende hij als een van de eersten hoeveel de aarde zou opwarmen als de hoeveelheid koolstofdioxide in de lucht zou toenemen (hoofdstuk 14).

Met zulke opstellingen mat Arrhenius hoe goed steeds meer verdunde zoutoplossingen geleidden.

Uitleg · 13.3

De ionbinding

3/21

Breng natrium (2, 8, 1) en chloor (2, 8, 7) samen, en het ene valentie-elektron van natrium springt over naar chloor. Allebei krijgen ze een edelgasconfiguratie: het natriumion Na⁺ die van neon, het chloride-ion Cl⁻ die van argon. Tegengestelde ladingen trekken elkaar aan: dat is de ionbinding. Zo'n binding ontstaat tussen een metaal (dat makkelijk elektronen afgeeft) en een niet-metaal (dat ze graag opneemt).

Er ontstaan geen losse 'moleculen NaCl'. Elk Na⁺ trekt alle Cl⁻ in zijn buurt aan en omgekeerd: miljarden ionen stapelen zich in een regelmatig ionrooster, waarin elk ion zes buren met de tegengestelde lading heeft. Daarom zijn zoutkristallen kubusjes. De formule NaCl zegt alleen in welke verhouding de ionen voorkomen: 1 op 1.

Uit dat rooster volgen de eigenschappen van zouten:

Hoog smeltpunt: om het rooster af te breken, moet je veel sterke aantrekkingen tegelijk overwinnen. NaCl smelt bij 801 °C, magnesiumoxide MgO (ionen 2+ en 2−, dubbel zo sterk geladen) pas bij 2852 °C.
Hard maar bros: een klap verschuift een laag ionen; dan komen gelijke ladingen tegenover elkaar en scheurt het kristal (figuur bij de metaalbinding).
Vast geleidt niet, gesmolten of opgelost wel: in het rooster zitten de ionen vast. In een smelt of een oplossing bewegen ze vrij en dragen ze de stroom (F8).

Na de overdracht hebben beide ionen een volle buitenste schil; de haakjes met de lading tonen dat het ionen zijn.

Een stukje van het rooster, niet op schaal: in werkelijkheid raken de ionen elkaar.

Uitleg · 13.4

Formules en namen van zouten

4/21

Een zout is elektrisch neutraal: de positieve en negatieve ladingen heffen elkaar op. Dat is de hele regel om de formule te vinden. Met de ionladingen uit hoofdstuk 12 (groep 1: +1, groep 2: +2, groep 13: +3, groep 15: −3, groep 16: −2, groep 17: −1) en de tabel hieronder kan je elke eenvoudige formule opstellen.

positieve ionen		negatieve ionen (één atoom)		samengestelde ionen
H⁺	waterstofion	F⁻	fluoride	OH⁻	hydroxide
Na⁺, K⁺	natrium-, kaliumion	Cl⁻	chloride	NO₃⁻	nitraat
NH₄⁺	ammoniumion	Br⁻	bromide	SO₄²⁻	sulfaat
Mg²⁺, Ca²⁺	magnesium-, calciumion	I⁻	jodide	CO₃²⁻	carbonaat
Zn²⁺	zinkion	O²⁻	oxide	HCO₃⁻	waterstofcarbonaat
Cu²⁺	koper(II)ion	S²⁻	sulfide	PO₄³⁻	fosfaat
Fe²⁺, Fe³⁺	ijzer(II)-, ijzer(III)ion	N³⁻	nitride	H₂PO₄⁻	diwaterstoffosfaat
Al³⁺	aluminiumion			CH₃COO⁻	acetaat

De naam is de naam van het positieve ion, gevolgd door die van het negatieve: natriumchloride (NaCl), calciumcarbonaat (CaCO₃, kalk en krijt), kaliumnitraat (KNO₃), magnesiumsulfaat (MgSO₄), ammoniumnitraat (NH₄NO₃). Hoeveel ionen van elke soort er zijn, staat in de formule, niet in de naam. Alleen bij metalen die meer dan één lading kunnen hebben, zet je die lading erbij in Romeinse cijfers: ijzer(II)oxide FeO, ijzer(III)oxide Fe₂O₃ (roest).

Samengestelde ionen zoals nitraat of sulfaat zijn groepjes atomen die met atoombindingen aan elkaar vastzitten en samen een lading dragen. Heb je er meer dan één nodig, dan zet je ze tussen haakjes: calciumnitraat is Ca(NO₃)₂.

Kristalwater

Veel zouten nemen bij het kristalliseren watermoleculen mee in hun rooster. Magnesiumsulfaat uit de tuincentrum-zak (Epsom-zout, bitterzout) is MgSO₄·7H₂O: magnesiumsulfaat met zeven moleculen kristalwater, de 'heptahydraat'. Dat water weegt mee als je afweegt (hoofdstuk 14), maar lost gewoon op als water.

Uitgewerkt voorbeeld · 13.5

Formules en namen van zouten opstellen

5/21

(a) Stel de formule op van calciumchloride, aluminiumoxide, calciumnitraat en ammoniumsulfaat. (b) Geef de naam van MgSO₄, K₂CO₃ en KH₂PO₄, drie zouten die in meststoffen zitten.

Gegeven

de ionladingen uit de groepen en de tabel met samengestelde ionen

Gevraagd

formules en namen

Oplossing

1
Calciumchloride: Ca²⁺ en Cl⁻. Om +2 te compenseren heb je twee chloride-ionen nodig: CaCl₂.
2
Aluminiumoxide: Al³⁺ en O²⁻. Het kleinste veelvoud van 3 en 2 is 6: twee Al³⁺ (+6) en drie O²⁻ (−6): Al₂O₃. (Snelle weg, de kruisregel: de lading van het ene ion wordt de index van het andere.)
3
Calciumnitraat: Ca²⁺ en NO₃⁻: twee nitraationen, tussen haakjes: Ca(NO₃)₂. Zonder haakjes zou CaNO₃₂ iets heel anders betekenen.
4
Ammoniumsulfaat: NH₄⁺ en SO₄²⁻: twee ammoniumionen: (NH₄)₂SO₄.
5
Namen: MgSO₄ = magnesiumsulfaat; K₂CO₃ = kaliumcarbonaat; KH₂PO₄ = kaliumdiwaterstoffosfaat (in de handel ook 'monokaliumfosfaat').

Antwoord

CaCl₂, Al₂O₃, Ca(NO₃)₂, (NH₄)₂SO₄; magnesiumsulfaat, kaliumcarbonaat, kaliumdiwaterstoffosfaat.

Klopt dit? Tel de ladingen na: CaCl₂: +2 − 2 = 0; Al₂O₃: +6 − 6 = 0; (NH₄)₂SO₄: +2 − 2 = 0. Is de som niet nul, dan is de formule fout.

Uitleg · 13.6

De atoombinding: elektronen delen

6/21

Twee niet-metalen trekken allebei hard aan elektronen: geen van beide geeft er een af. Ze delen er dan. Twee waterstofatomen leggen hun elektron samen in een gemeenschappelijk elektronenpaar tussen de twee kernen, en elk atoom 'telt' dat paar mee: beide hebben dan de configuratie van helium. Dat gedeelde paar is een atoombinding (ook covalente binding). Zo ontstaan moleculen: een vast groepje atomen, zoals H₂, H₂O of CO₂.

Hoeveel bindingen een atoom aangaat, volgt uit hoeveel elektronen het nog mist voor een octet (waterstof: voor twee):

atoom	H	F, Cl, Br, I	O, S	N, P	C, Si
valentie-elektronen	1	7	6	5	4
aantal bindingen	1	1	2	3	4
vrije elektronenparen	0	3	2	1	0

In een Lewisstructuur teken je elk gedeeld paar als een streepje en elk vrij paar als twee stippen. Soms delen twee atomen twee paren (een dubbele binding, zoals in CO₂) of drie (een drievoudige binding, zoals in N₂: die is zo sterk dat stikstofgas bijna niet reageert, en planten de stikstof uit de lucht niet kunnen gebruiken).

Namen van moleculen uit twee niet-metalen tellen met Griekse voorvoegsels: mono (1), di (2), tri (3), tetra (4), penta (5). Het eerste element krijgt geen 'mono'.

formule	naam	waar je het tegenkomt
CO	koolstofmonoxide	onvolledige verbranding, giftig (CO-melder)
CO₂	koolstofdioxide	ademhaling, verbranding, fotosynthese
SO₂	zwaveldioxide	vroeger zure regen; bewaarmiddel in wijn
N₂O	distikstofmonoxide	lachgas, ook een sterk broeikasgas uit mest
NO₂	stikstofdioxide	uitlaatgassen, luchtvervuiling
P₂O₅	difosforpentaoxide	het oxide waarmee men fosfor op een meststoffenetiket uitdrukt
CCl₄	koolstoftetrachloride	vroeger een ontvettingsmiddel, nu verboden
H₂O, NH₃, CH₄	water, ammoniak, methaan	triviale namen die iedereen gebruikt

Elk streepje is een gedeeld elektronenpaar, elk stippenpaar een vrij paar. Tel na: elk atoom behalve H heeft er acht rond zich.

Uitgewerkt voorbeeld · 13.7

Lewisstructuren tekenen in vier stappen

7/21

Teken de Lewisstructuur van ammoniak NH₃ en van koolstofdioxide CO₂.

Gegeven

valentie-elektronen: H 1, C 4, N 5, O 6

Gevraagd

de Lewisstructuren

Oplossing

1
Stap 1: tel alle valentie-elektronen. NH₃: $5 + 3 \cdot 1 = 8$ , dus 4 paren. CO₂: $4 + 2 \cdot 6 = 16$ , dus 8 paren.
2
Stap 2: zet het atoom dat de meeste bindingen maakt in het midden (nooit H), en verbind het met de andere atomen met één streepje. NH₃: N in het midden, drie N–H (3 paren gebruikt). CO₂: O–C–O (2 paren gebruikt).
3
Stap 3: verdeel de overige paren als vrije paren, eerst op de buitenste atomen. NH₃: één paar over, dat gaat naar N. CO₂: nog 6 paren, drie op elke O.
4
Stap 4: controleer het octet, en maak zo nodig van een vrij paar een extra binding. NH₃: N heeft 3 bindingen + 1 paar = 8 elektronen, elke H 2: klaar. CO₂: elke O heeft er 8, maar C heeft er maar 4. Schuif van elke O één vrij paar naar een binding met C: O=C=O, met twee vrije paren op elke O. Nu heeft ook C er 8.

Antwoord

Ammoniak: N met drie enkele bindingen naar H en één vrij paar. Koolstofdioxide: O=C=O met twee dubbele bindingen en twee vrije paren op elke zuurstof (zie de figuur bij het vorige blad).

Klopt dit? Tel de elektronen in de tekening: NH₃ 3 × 2 + 2 = 8; CO₂ 4 × 2 (bindingen) + 4 × 2 (vrije paren) = 16. Klopt het totaal niet met stap 1, dan heb je een paar vergeten of te veel getekend.

Uitleg · 13.8

Structuurformules lezen

8/21

Een molecuulformule zoals C₂H₆O zegt welke atomen er in een molecule zitten, niet hoe ze aan elkaar vastzitten. Dat doet de structuurformule. En dat maakt uit: met C₂H₆O kan je twee heel verschillende stoffen bouwen. In ethanol (de alcohol in wijn en in handgel) zit een O–H-groep; ethanol is een vloeistof die kookt bij 78 °C en in elke verhouding met water mengt. In dimethylether zit de zuurstof tussen de twee koolstofatomen; het is een gas dat kookt bij −24 °C. Stoffen met dezelfde molecuulformule maar een andere structuur heten isomeren.

Zo lees je een structuurformule:

elk symbool is een atoom, elk streepje een gedeeld elektronenpaar;
tel de streepjes per atoom: C heeft er altijd 4, N 3, O 2, H en Cl 1;
vrije elektronenparen laat men vaak weg: je weet dat O er twee heeft en N één;
een verkorte schrijfwijze groepeert: CH₃–CH₂–OH is ethanol, CH₃–O–CH₃ dimethylether.

Ureum, CO(NH₂)₂, is de stikstofverbinding in urine en een van de meest gebruikte meststoffen ter wereld: 46 % van zijn massa is stikstof. In de bodem zetten bacteriën het om tot ammonium en nitraat, de ionen die een plant opneemt. In de hydroponie van Habitat gebruiken we het niet: daar zit geen bodemleven om het om te zetten.

Een bouwdoos helpt

Een molecuulbouwdoos (bolletjes met gaatjes en staafjes) dwingt je om de regels te volgen: een koolstofbolletje heeft vier gaten, zuurstof twee. Bouw C₂H₆O op alle manieren die je kan vinden: je vindt er precies twee.

Ethanol en dimethylether hebben dezelfde atomen, anders geschikt: de ene kookt bij 78 °C, de andere bij −24 °C.

Uitleg · 13.9

Polariteit: wie trekt het hardst?

9/21

In H₂ trekken twee gelijke atomen even hard aan het gedeelde paar. In HCl niet: chloor trekt harder, en het paar ligt dichter bij chloor. Chloor krijgt een beetje negatieve lading (δ−, 'delta min'), waterstof een beetje positieve (δ+). Zo'n binding heet polair.

Hoe hard een atoom in een binding aan elektronen trekt, heet zijn elektronegativiteit (EN). Linus Pauling stelde er in 1932 een schaal voor. Fluor trekt het hardst (3,98); de alkalimetalen het zwakst. In het periodiek systeem stijgt de EN van links naar rechts en van onder naar boven.

	groep 1	2	13	14	15	16	17
periode 1	H 2,20
periode 2	Li 0,98	Be 1,57	B 2,04	C 2,55	N 3,04	O 3,44	F 3,98
periode 3	Na 0,93	Mg 1,31	Al 1,61	Si 1,90	P 2,19	S 2,58	Cl 3,16
periode 4	K 0,82	Ca 1,00					Br 2,96

Het verschil in EN (ΔEN) tussen twee atomen voorspelt het soort binding:

ΔEN kleiner dan 0,4: apolaire atoombinding (H–H, C–H, Cl–Cl);
ΔEN van 0,4 tot 1,7: polaire atoombinding (O–H 1,24; H–Cl 0,96);
ΔEN groter dan 1,7: ionbinding (Na–Cl 2,23; Mg–O 2,13).

Een molecule met polaire bindingen is zelf alleen polair (een dipool) als de bindingen elkaar niet opheffen. Dat hangt af van de vorm. Koolstofdioxide is recht: de twee C=O-dipolen trekken even hard in tegengestelde richting, de molecule is apolair. Water is gebogen (104,5°): beide O–H-dipolen wijzen een beetje naar dezelfde kant, en de molecule heeft een negatieve kant (O) en een positieve kant (de H's). Methaan is een regelmatige piramide met vier gelijke C–H-bindingen: apolair.

Een vuistregel, geen wet

De grenzen 0,4 en 1,7 zijn afspraken; de overgang is geleidelijk. Waterstoffluoride HF heeft een ΔEN van 1,78, maar is bij kamertemperatuur een gas van moleculen, geen zout. Gebruik de regel om te voorspellen, en controleer met de eigenschappen.

Van gelijk delen via ongelijk delen tot overdragen: een glijdende schaal.

De paarse pijl (de dipool) wijst van δ+ naar δ−. In CO₂ heffen twee even grote, tegengestelde dipolen elkaar op.

Proef · 13.10

Van binding naar eigenschap

10/21

Onderzoeksvraag

Vijf vaste stoffen: keukenzout, suiker, kaarsvet, koper en zand. Kan je uit een paar eenvoudige tests afleiden welk soort binding elk heeft?

Materiaal

een spatelpunt keukenzout (natriumchloride), kristalsuiker (sacharose), kaarsvet (paraffine), een stukje koperdraad, fijn zand (siliciumdioxide)
vijf reageerbuizen met 5 mL gedemineraliseerd water, vijf met 5 mL zonnebloemolie
geleidingstester (9 V-batterij, led met weerstand, twee elektroden) of multimeter
kookplaat met een aluminium bakje (tot ongeveer 250 °C), pincet, veiligheidsbril

VeiligheidVeiligheidsbril. Gesmolten suiker en kaarsvet zijn heet en kleven aan de huid: niets aanraken, bakje met een pincet verplaatsen. Geen open vlam bij het kaarsvet. Werk met de 9 V-batterij, nooit met het net.

Vijf stoffen, vier soorten bouw: het gedrag bij een paar eenvoudige tests verraadt de binding.

Werkwijze

1Bekijk en druk elke stof met de spatel: is ze hard, bros, zacht, buigzaam?
2Test de geleiding van de vaste stof met de elektroden.
3Doe een spatelpunt van elke stof in water en in olie, schud en noteer of ze oplost.
4Test de geleiding van de oplossingen in water.
5Leg een korreltje van elke stof in het bakje op de kookplaat (stand hoog, 5 minuten). Noteer wat smelt.

Waarneming

	zout	suiker	kaarsvet	koper	zand
mechanisch	hard, bros	hard, bros	zacht	buigzaam	hard
geleidt vast	nee	nee	nee	ja	nee
in water	lost op	lost op	niet	niet	niet
in olie	niet	niet	lost (langzaam) op	niet	niet
oplossing in water geleidt	ja	nee	–	–	–
op de kookplaat	niets	smelt, wordt bruin	smelt snel	niets	niets

Verklaring

Zout: hard en bros, smelt niet op de plaat, lost op in water en de oplossing geleidt: een ionrooster. Suiker en kaarsvet: smelten laag, geleiden nooit: molecuulstoffen. Suiker is polair (veel O–H-groepen) en lost op in water; kaarsvet (koolwaterstoffen) is apolair en lost op in olie. Suiker lost wel op, maar als ongeladen moleculen: de oplossing geleidt niet. Koper: geleidt als vaste stof, buigt: een metaal. Zand: hard, smelt niet, lost nergens in op, geleidt niet: een atoomrooster waarin elk siliciumatoom met vier zuurstofatomen verbonden is, en elk zuurstofatoom met twee siliciumatomen, door het hele kristal heen. Geen losse moleculen dus, en een smeltpunt van ongeveer 1710 °C.

Uitleg · 13.11

Krachten tussen moleculen: van der Waals en waterstofbruggen

11/21

Binnen een watermolecule houden atoombindingen de atomen stevig bij elkaar. Maar water kookt al bij 100 °C: dan gaan niet de atomen uit elkaar, maar de moleculen. Het kookpunt van een molecuulstof hangt dus af van de krachten tussen de moleculen, en die zijn veel zwakker.

Van der Waalskrachten werken tussen alle moleculen. De elektronen van een molecule bewegen: op elk moment is de ene kant een tikje negatiever, en dat trekt de buren een beetje aan. Hoe groter de molecule (meer elektronen), hoe sterker. Daarom stijgt het kookpunt in de reeks methaan CH₄ (−161,5 °C), ethaan (−88,6 °C), propaan (−42,1 °C), butaan (−0,5 °C): lichte moleculen zijn gassen, zware worden vloeistoffen (benzine) en vaste stoffen (kaarsvet).
Dipoolkrachten: polaire moleculen trekken elkaar aan met hun δ+ en δ−-kant.
Waterstofbruggen zijn de sterkste: een H-atoom dat aan N, O of F gebonden is, is sterk δ+ en wordt aangetrokken door een vrij elektronenpaar van een N, O of F van een andere molecule. Een waterstofbrug is ongeveer twintig keer zwakker dan een O–H-binding (± 20 tegenover 460 kJ/mol), maar veel sterker dan de gewone krachten tussen kleine moleculen.

De grafiek toont het effect. In groep 14 stijgt het kookpunt mooi met de grootte van de molecule: van CH₄ naar SnH₄. In groep 15, 16 en 17 doet de kleinste molecule niet mee: NH₃, HF en vooral H₂O koken veel hoger dan de trend voorspelt. Zonder waterstofbruggen zou water ongeveer bij −80 °C koken, en was er op aarde geen vloeibaar water.

Gemeten kookpunten bij 1013 hPa. De eerste stof van groep 15, 16 en 17 springt eruit: waterstofbruggen.

Uitleg · 13.12

Waarom water zo bijzonder is

12/21

Een watermolecule is klein, sterk polair, en kan tegelijk twee waterstofbruggen geven (met zijn twee H's) en twee ontvangen (met zijn twee vrije paren). Daaruit volgt een hele reeks eigenaardigheden, waarvan het leven afhangt:

Vloeibaar bij kamertemperatuur. Moleculen van dezelfde grootte, zoals CH₄ of H₂S, zijn gassen.
IJs drijft. In ijs zit elke molecule met vier waterstofbruggen vast in een open, zeshoekig rooster met veel lege ruimte. Bij het smelten breekt een deel van de bruggen en schuiven de moleculen dichter bij elkaar: vloeibaar water (bijna 1,000 g/cm³) is dichter dan ijs (0,917 g/cm³). Een vijver bevriest van boven naar onder, en de vissen overleven onder het ijs (F7).
Het dichtst bij 4 °C. Onder 4 °C vormen zich al kleine stukjes ijsrooster: water zet dan uit als het kouder wordt.
Veel energie om op te warmen en te verdampen. Om water 1 °C op te warmen, heb je 4,18 J per gram nodig, meer dan voor bijna elke andere stof; om het te verdampen 2,26 kJ per gram. Een kas met water als warmtebuffer (hoofdstuk 18) en een plant die zich koelt door water te verdampen, maken daar gebruik van.
Een grote oppervlaktespanning. De moleculen aan het oppervlak worden naar binnen getrokken: schaatsenrijders (insecten) lopen erop. En de moleculen hangen zo sterk aan elkaar dat een plant een ononderbroken waterkolom van haar wortels tot in haar bladeren kan optrekken.
Het beste oplosmiddel dat we kennen voor zouten en polaire stoffen (volgend blad).

Plat getekend: in ijs vormt elke molecule vier waterstofbruggen (stippellijnen), in drie dimensies, met open zeshoeken ertussen.

Een schaatsenrijder zakt niet door: waterstofbruggen maken het wateroppervlak stevig.

Uitgewerkt voorbeeld · 13.13

Welke binding, welke eigenschappen?

13/21

Voorspel voor kaliumchloride KCl, koolstoftetrachloride CCl₄ en ethanol C₂H₅OH: het soort binding, een hoog of laag smeltpunt, of de stof in water oplost, en of ze (opgelost) stroom geleidt. Vergelijk daarna met de gemeten waarden.

Gegeven

EN: K 0,82; Cl 3,16; C 2,55; O 3,44; H 2,20
CCl₄: regelmatige piramide (zoals methaan)
ethanol: CH₃–CH₂–OH

Gevraagd

binding en eigenschappen van de drie stoffen

Oplossing

1
KCl: metaal + niet-metaal, ΔEN = 3,16 − 0,82 = 2,34: ionbinding, een ionrooster. Verwacht: hoog smeltpunt, hard en bros, oplosbaar in water met vrije ionen die geleiden. Gemeten: smelt bij 770 °C, lost goed op en geleidt.
2
CCl₄: twee niet-metalen, ΔEN(C–Cl) = 0,61: polaire atoombindingen. Maar de vier C–Cl-dipolen wijzen naar de hoeken van een regelmatige piramide en heffen elkaar op: een apolaire molecuulstof. Verwacht: laag kookpunt, lost niet op in water, wel vetten. Gemeten: kookt bij 76,7 °C, mengt niet met water (vormt een aparte laag).
3
Ethanol: atoombindingen, met een polaire O–H-groep (ΔEN = 1,24) die waterstofbruggen vormt. Verwacht: vloeistof met een kookpunt rond water, mengt met water, geleidt niet (geen ionen). Gemeten: kookt bij 78,4 °C, mengt in elke verhouding met water, geleidt niet.

Antwoord

KCl: ionrooster, hoog smeltpunt, oplosbaar en geleidend. CCl₄: apolaire moleculen, laag kookpunt, niet oplosbaar in water. Ethanol: polaire moleculen met waterstofbruggen, mengt met water, geleidt niet.

Klopt dit? Ethanol kookt zelfs iets lager dan water, hoewel de molecule zwaarder is: ze heeft maar één O–H-groep en vormt dus minder waterstofbruggen per molecule dan water.

Uitleg · 13.14

Oplossen: soort zoekt soort

14/21

Waarom lost zout wel op in water, en olie niet? Bij het oplossen moeten de deeltjes van de opgeloste stof loskomen van elkaar, en tussen de watermoleculen gaan zitten. Dat lukt als ze aan water minstens even goed vastgehouden worden als aan elkaar.

Zouten: watermoleculen draaien hun δ−-kant (de zuurstof) naar een positief ion en hun δ+-kant (een waterstof) naar een negatief ion. Omringd door water, gehydrateerd, laten de ionen het rooster los en zweven ze vrij in de oplossing. Daarom geleidt een zoutoplossing: de ionen kunnen naar de elektroden bewegen. Niet elk zout lost goed op: bij calciumcarbonaat (kalk) en calciumfosfaat wint het rooster.
Polaire moleculen zoals suiker en ethanol vormen waterstofbruggen met water en lossen op, maar als hele, ongeladen moleculen: geen geleiding.
Apolaire moleculen zoals olie, vet en kaarsvet worden door water niet aangetrokken. De watermoleculen blijven liever aan elkaar hangen en duwen de olie weg. Olie lost wel op in andere apolaire stoffen, zoals wasbenzine.

Kort: soort zoekt soort. Polair en ionair lossen op in polair (water, hydrofiel), apolair in apolair (hydrofoob). Zeep is een molecule met een geladen kop die in water wil en een lange apolaire staart die in vet wil: zo sleept ze vetvuil het water in.

Waarom de voedingsoplossing in twee bakken zit

Calcium en sulfaat of fosfaat vormen samen zouten die slecht oplossen (gips en calciumfosfaat). In de verdunde voedingsoplossing blijft alles opgelost, maar in een geconcentreerde stamoplossing zou het neerslaan. Telers maken daarom twee stamoplossingen: A met calciumnitraat (en ijzer), B met de sulfaten en fosfaten. Pas in het reservoir komen ze samen.

Rond een positief ion wijst de negatieve kant van water naar binnen, rond een negatief ion de positieve kant.

Uitleg · 13.15

De metaalbinding

15/21

Metaalatomen hebben weinig valentie-elektronen en houden die losjes vast. In een stuk metaal geven alle atomen hun valentie-elektronen af aan het geheel: er blijft een rooster van positieve metaalionen over, met daartussen een zee van vrije elektronen die van niemand in het bijzonder zijn. De aantrekking tussen de ionen en de elektronenzee is de metaalbinding. Daaruit volgen de eigenschappen van metalen (F10):

Elektrische geleiding: sluit je een spanning aan, dan schuift de hele elektronenzee op (F19).
Warmtegeleiding: de snelle vrije elektronen dragen ook warmte mee. Een metalen lepel in hete thee wordt snel warm.
Pletbaar en buigzaam: duw je een laag ionen opzij, dan volgen de elektronen mee en blijven de ionen gebonden. Bij een zout komen dan gelijke ladingen tegenover elkaar en breekt het kristal.
Glans: de vrije elektronen kaatsen licht terug.

Hoe sterk de metaalbinding is, verschilt veel: natrium (één valentie-elektron) smelt al bij 98 °C en is zacht als boter; ijzer bij 1538 °C; wolfraam, het metaal van gloeidraden, pas bij 3422 °C. In een legering (F8) verstoren andere atomen de regelmatige lagen: die schuiven moeilijker, en het metaal wordt harder. Daarom is staal sterker dan zuiver ijzer.

Links de elektronenzee; midden schuiven de lagen van een metaal zonder te breken; rechts komen in een zout gelijke ladingen tegenover elkaar.

Ontleed · 13.16

Van binding naar smeltpunt

16/21

Om een stof te laten smelten, moet je de deeltjes loswrikken uit hun vaste plaats. Hoe sterker ze aan elkaar vastzitten, hoe hoger het smeltpunt. De figuur zet gemeten smeltpunten naast elkaar, per soort binding. Het overzicht van alle eigenschappen staat in de tabel.

	ionverbinding	molecuulstof	metaal	atoomrooster
deeltjes	positieve en negatieve ionen	moleculen	metaalionen + vrije elektronen	atomen
wat houdt ze samen	ionbinding (sterk)	binnen de molecule sterk; tussen de moleculen zwak	metaalbinding	atoombindingen door het hele rooster
smeltpunt	hoog (NaCl 801 °C)	laag (H₂O 0 °C, CH₄ −182 °C)	meestal hoog (Fe 1538 °C)	zeer hoog (SiO₂ ± 1710 °C)
geleiding vast	nee	nee	ja	nee (grafiet wel)
geleiding gesmolten of opgelost	ja: vrije ionen	nee (behalve zuren, hoofdstuk 15)	ja (gesmolten)	lost niet op
in water	vaak oplosbaar	polair: vaak; apolair: nee	lost niet op	lost niet op
mechanisch	hard en bros	zacht	pletbaar, buigzaam	zeer hard

Gemeten smeltpunten bij 1013 hPa. Molecuulstoffen zitten bijna allemaal links, ionen en atoomroosters rechts.

Wijs een nummer aan: de figuur zoomt in. Klik om vast te zetten.

1
Molecuulstoffen: laag
Smelten maakt alleen de zwakke krachten tussen de moleculen los, niet de bindingen erbinnen. Water (0 °C) ligt hoger dan zuurstof (−219 °C) door zijn waterstofbruggen.
2
Jood: groot en toch apolair
Grote moleculen met veel elektronen: sterke van der Waalskrachten. Jood is bij kamertemperatuur een vaste stof (114 °C).
3
Natrium: een zwak metaal
Eén valentie-elektron per atoom in de elektronenzee: een zwakke metaalbinding, smelt bij 98 °C.
4
Wolfraam: het hoogste
Veel elektronen in de zee en kleine ionen: 3422 °C. Daarom maakte men er gloeidraden van.
5
Natriumchloride: ionen 1+ en 1−
Het hele rooster moet loskomen: 801 °C.
6
Magnesiumoxide: ionen 2+ en 2−
Dubbele ladingen trekken bij dezelfde afstand vier keer zo hard aan: 2852 °C. MgO bekleedt daarom de binnenkant van smeltovens.
7
Kwarts: een atoomrooster
Smelten betekent hier echte atoombindingen breken, door het hele kristal: ongeveer 1710 °C.

Uitleg · 13.17

Habitat: EC, de sterkte van de voedingsoplossing meten

17/21

Hoeveel voedingszouten zitten er nog in het reservoir van 60 L? Een plant neemt niet alle ionen even snel op, en water verdampt of wordt opgedronken. Je kan niet elke dag een labo-analyse doen. Wel kan je meten hoe goed de oplossing stroom geleidt: hoe meer vrije ionen, hoe beter. Dat is de elektrische geleidbaarheid, in de hydroponie kortweg EC (electrical conductivity).

Zo werkt een EC-meter. Twee plaatjes met oppervlakte $A$ staan op een vaste afstand $d$ in de oplossing. De meter legt een spanning aan en meet de stroom, dus de weerstand $R$ van de vloeistof ertussen (F19). Een kortere afstand of grotere plaatjes geven een kleinere weerstand; om een getal te krijgen dat alleen van de oplossing afhangt, rekent de meter om met de celconstante $K = d / A$ :

elektrische geleidbaarheid

EC = \frac{K}{R} K = \frac{d}{A}

R

in ohm,

K

in cm⁻¹, EC in siemens per cm (S/cm); in de hydroponie in mS/cm. De siemens is het omgekeerde van de ohm:

1 S = 1/Ω

Drie praktische punten:

Wisselspanning. Met gelijkspanning zouden de ionen zich ophopen aan de plaatjes en ontstonden er gasbelletjes (de proef in F8): de meting zou verlopen. Een EC-meter wisselt de spanning daarom honderden keren per seconde om.
Temperatuur. Warmere ionen bewegen vlotter: de EC stijgt ongeveer 2 % per °C. Meters rekenen daarom om naar 25 °C (temperatuurcompensatie): $EC_{25} = EC_{T} / (1 + 0, 02 (T - 25))$ .
IJken. Met een ijkvloeistof met een bekende EC (0,01 mol/L kaliumchloride: 1,413 mS/cm) controleer je of de meter juist meet.

water of oplossing	EC bij 25 °C
zuiver water (theoretisch)	0,000 055 mS/cm
gedemineraliseerd water	0,001 à 0,01 mS/cm
regenwater	0,01 à 0,05 mS/cm
kraanwater (België, Nederland)	meestal 0,3 à 0,8 mS/cm
voedingsoplossing voor sla en kruiden	1,2 à 1,8 mS/cm
voedingsoplossing voor tomaten	2 à 5 mS/cm
ijkvloeistof: 0,01 mol/L kaliumchloride	1,413 mS/cm
zeewater	± 53 mS/cm

Van EC naar gram per liter. Voor een vast zoutmengsel stijgt de EC evenredig met de concentratie. De ijklijn toont het voor het recept van Habitat (hoofdstuk 12), opgelost in regenwater: ongeveer 1,0 mS/cm per gram zouten per liter, bovenop de 0,05 mS/cm van het regenwater. Het volledige recept (1,30 g/L met de sporenelementen) geeft dus 1,35 mS/cm. Als streefwaarde voor sla en kruiden nemen we 1,4 mS/cm; onder 1,2 of boven 1,8 stuur je bij. Keukenzout geeft per gram twee keer zoveel EC: elk zout heeft zijn eigen ijklijn.

Wat de EC niet zegt

De EC telt alle ionen, ook die de plant niet nodig heeft. Vul je steeds bij met kraanwater, dan hopen natrium, chloride en kalk zich op: de EC blijft netjes op 1,4, terwijl er steeds minder voeding in zit. Daarom gebruikt Habitat regenwater (F9), en ververs je de oplossing om de paar weken helemaal. Welk ion ontbreekt, zegt de EC ook niet: daarvoor heb je een analyse nodig.

Hoe meer ionen tussen de plaatjes, hoe groter de stroom en hoe kleiner de weerstand: hoe hoger de EC.

Voorbeeldmeting voor het recept van Habitat: een rechte met helling 1,0 mS/cm per g/L. Keukenzout ter vergelijking.

Elke dag even meten: de EC zegt hoe sterk de voedingsoplossing nog is.

Uitgewerkt voorbeeld · 13.18

Habitat: de EC van het reservoir bijsturen

18/21

Het reservoir werd met 60 L voedingsoplossing van EC 1,40 mS/cm gevuld. Een paar warme dagen later staat er nog 51 L in, en de meter toont (na temperatuurcompensatie) 1,58 mS/cm. (a) Waarom is de EC gestegen? (b) Je vult bij tot 60 L met regenwater (EC 0,05 mS/cm). Welke EC verwacht je? (c) Hoeveel gram zouten moet je dan nog toevoegen om weer op 1,40 mS/cm te komen, en hoeveel mL van de stamoplossingen A en B (elk 100 keer geconcentreerd) is dat?

Gegeven

$V_{1} = 51 L$ , $EC_{1} = 1, 58 mS/cm$ ; bijvullen tot $V_{2} = 60 L$ met regenwater (0,05 mS/cm)
ijklijn: EC $= 0, 05 + 1, 0 \cdot c$ (c in g/L)
stamoplossingen: 10 mL A + 10 mL B per liter geeft het volledige recept, 1,30 g/L

Gevraagd

verklaring
$EC_{2}$
gram zouten en mL stamoplossing

Oplossing

1
(a) De planten namen meer water op dan zouten (verdamping via de bladeren), en er verdampte water uit het reservoir. De ionen bleven in minder water achter: de concentratie en dus de EC stegen.
2
(b) Het deel van de EC dat van de zouten komt, is $1, 58 - 0, 05 = 1, 53 mS/cm$ , evenredig met de hoeveelheid zout per liter. Dezelfde zouten in 60 L in plaats van 51 L: $1, 53 \cdot \frac{51}{60} = 1, 30$ . Met het regenwater erbij: $EC_{2} = 1, 30 + 0, 05 = 1, 35 mS/cm$ .
3
(c) Er ontbreekt $1, 40 - 1, 35 = 0, 05 mS/cm$ , dat is $0, 05 g/L$ zouten (helling 1,0). Voor 60 L: $0, 05 \cdot 60 = 3, 0 g$ .
4
Het volledige recept is 1,30 g per 20 mL stamoplossing (10 mL A + 10 mL B). Voor 3,0 g: $20 \cdot 3, 0/1, 30 = 46 mL$ , dus 23 mL A en 23 mL B. Roer, wacht even en meet opnieuw.

Antwoord

De EC steeg omdat er water verdween en de ionen achterbleven. Na het bijvullen verwacht je 1,35 mS/cm; 3,0 g zouten (23 mL A en 23 mL B) brengen de oplossing terug op 1,40 mS/cm.

Klopt dit? Voeg nooit rechtstreeks stamoplossing A bij B: dan slaat calciumsulfaat neer. Giet ze na elkaar in het reservoir, en roer tussendoor. En let op: bijvullen met kraanwater (0,55 mS/cm) in plaats van regenwater zou de EC al tot 1,43 brengen, zonder een gram voeding extra: met natrium en kalk.

Code · 13.19

Python: het soort binding en de EC bij 25 °C

19/21

Twee kleine functies die de regels van dit hoofdstuk toepassen. bindingstype gebruikt het verschil in elektronegativiteit, ec25 de temperatuurcompensatie van een EC-meter. In de datalogger van Habitat (hoofdstuk 30) komt die tweede functie terug.

Pythonbinding.py28 regelsDownload

# binding.py - het soort binding uit de elektronegativiteit, en de EC omrekenen naar 25 gradenEN = {"H": 2.20, "Li": 0.98, "C": 2.55, "N": 3.04, "O": 3.44, "F": 3.98, "Na": 0.93, "Mg": 1.31,      "Al": 1.61, "Si": 1.90, "P": 2.19, "S": 2.58, "Cl": 3.16, "K": 0.82, "Ca": 1.00}  def bindingstype(a, b):    verschil = abs(EN[a] - EN[b])    if verschil < 0.4:        soort = "apolaire atoombinding"    elif verschil <= 1.7:        soort = "polaire atoombinding"    else:        soort = "ionbinding"    return verschil, soort  for a, b in [("H", "H"), ("C", "H"), ("H", "Cl"), ("O", "H"), ("Al", "Cl"), ("Mg", "O"), ("Na", "Cl")]:    verschil, soort = bindingstype(a, b)    print(f"{a}-{b}: verschil {verschil:.2f} -> {soort}")  def ec25(ec_gemeten, temperatuur, alfa=0.02):    """Geleidbaarheid omrekenen naar 25 graden: ze stijgt ongeveer 2 % per graad."""    return ec_gemeten / (1 + alfa * (temperatuur - 25))  for ec, t in [(1.21, 18), (1.40, 25), (1.62, 31)]:    print(f"gemeten {ec:.2f} mS/cm bij {t} graden -> {ec25(ec, t):.2f} mS/cm bij 25 graden")

Uitvoer (gedraaid bij het bouwen van deze pagina):

H-H: verschil 0.00 -> apolaire atoombinding
C-H: verschil 0.35 -> apolaire atoombinding
H-Cl: verschil 0.96 -> polaire atoombinding
O-H: verschil 1.24 -> polaire atoombinding
Al-Cl: verschil 1.55 -> polaire atoombinding
Mg-O: verschil 2.13 -> ionbinding
Na-Cl: verschil 2.23 -> ionbinding
gemeten 1.21 mS/cm bij 18 graden -> 1.41 mS/cm bij 25 graden
gemeten 1.40 mS/cm bij 25 graden -> 1.40 mS/cm bij 25 graden
gemeten 1.62 mS/cm bij 31 graden -> 1.45 mS/cm bij 25 graden

Al–Cl (ΔEN 1,55) valt volgens de regel net onder de ionbinding, en inderdaad: aluminiumchloride sublimeert al bij 180 °C, heel laag voor een 'zout'. Een meting bij 18 °C (1,21 mS/cm) en een bij 31 °C (1,62 mS/cm) blijken omgerekend bijna dezelfde oplossing te zijn als de 1,40 mS/cm bij 25 °C: zonder compensatie zou je bij warm weer onterecht verdunnen. Op de microcontroller van Habitat:

// dezelfde temperatuurcompensatie op de microcontroller
float ec25(float ecGemeten, float temperatuur) {
  const float ALFA = 0.02;                       // 2 % per graad
  return ecGemeten / (1.0 + ALFA * (temperatuur - 25.0));
}

Naslag · 13.20

Overzicht: bindingen en eigenschappen

20/21

soort binding (vuistregel)

Δ E N < 0, 4 apolair 0, 4 \leq Δ E N \leq 1, 7 polair Δ E N > 1, 7 ion

elektrische geleidbaarheid

EC = \frac{K}{R} K = \frac{d}{A}

symbool	betekenis	eenheid
$K$	celconstante	cm⁻¹
$R$	weerstand van de oplossing tussen de plaatjes	Ω
$EC$	geleidbaarheid	S/cm, mS/cm

temperatuurcompensatie

EC_{25} = \frac{EC _{T}}{1 + 0 , 02 ( T - 25 )}

symbool	betekenis	eenheid
$T$	temperatuur van de oplossing	°C

	ionverbinding	molecuulstof	metaal	atoomrooster
deeltjes	positieve en negatieve ionen	moleculen	metaalionen + vrije elektronen	atomen
wat houdt ze samen	ionbinding (sterk)	binnen de molecule sterk; tussen de moleculen zwak	metaalbinding	atoombindingen door het hele rooster
smeltpunt	hoog (NaCl 801 °C)	laag (H₂O 0 °C, CH₄ −182 °C)	meestal hoog (Fe 1538 °C)	zeer hoog (SiO₂ ± 1710 °C)
geleiding vast	nee	nee	ja	nee (grafiet wel)
geleiding gesmolten of opgelost	ja: vrije ionen	nee (behalve zuren, hoofdstuk 15)	ja (gesmolten)	lost niet op
in water	vaak oplosbaar	polair: vaak; apolair: nee	lost niet op	lost niet op
mechanisch	hard en bros	zacht	pletbaar, buigzaam	zeer hard

positieve ionen		negatieve ionen (één atoom)		samengestelde ionen
H⁺	waterstofion	F⁻	fluoride	OH⁻	hydroxide
Na⁺, K⁺	natrium-, kaliumion	Cl⁻	chloride	NO₃⁻	nitraat
NH₄⁺	ammoniumion	Br⁻	bromide	SO₄²⁻	sulfaat
Mg²⁺, Ca²⁺	magnesium-, calciumion	I⁻	jodide	CO₃²⁻	carbonaat
Zn²⁺	zinkion	O²⁻	oxide	HCO₃⁻	waterstofcarbonaat
Cu²⁺	koper(II)ion	S²⁻	sulfide	PO₄³⁻	fosfaat
Fe²⁺, Fe³⁺	ijzer(II)-, ijzer(III)ion	N³⁻	nitride	H₂PO₄⁻	diwaterstoffosfaat
Al³⁺	aluminiumion			CH₃COO⁻	acetaat

Habitat: rekenwaarden uit dit hoofdstuk
EC-streefwaarde voedingsoplossing	1,4 mS/cm bij 25 °C; bijsturen onder 1,2 of boven 1,8
ijklijn recept (regenwater)	EC = 0,05 + 1,0 · c (c in g/L); volledig recept 1,30 g/L → 1,35 mS/cm
stamoplossingen	A (calciumnitraat, ijzer) en B (sulfaten, fosfaat), elk 100 ×: 10 mL A + 10 mL B per liter
ijken	0,01 mol/L KCl = 1,413 mS/cm bij 25 °C

Het geheel · 13.21

Waar bindingen terugkomen

21/21

Bindingen zijn het scharnier tussen het atoom en de stof: met de valentie-elektronen uit hoofdstuk 12 verklaar je hier de stofeigenschappen uit F6 tot F10. Zo goed als elk volgend chemie- en materiaalhoofdstuk bouwt erop voort: reacties breken en maken bindingen, zuren zijn polaire moleculen die ionen vormen, polymeren zijn reuzenmoleculen, halfgeleiders zijn atoomroosters.

F6 Het deeltjesmodel

Smelten en koken: de krachten tussen de deeltjes, nu met een naam.

F7 Massa, volume en dichtheid

Waarom ijs drijft: het open rooster van waterstofbruggen.

F8 Zuivere stoffen en mengsels

Oplossen en de geleidingsproef: ionen tegenover moleculen.

F10 Materialen en hun eigenschappen

Metalen, keramiek en kunststoffen: hun eigenschappen volgen uit de binding.

I12 Atomen en het periodiek systeem

Valentie-elektronen, ionladingen en de edelgasconfiguratie.

I14 Reacties en stoichiometrie

Een reactie breekt bindingen en maakt nieuwe; met formules reken je.

I15 Zuren, basen en pH

Zuren zijn polaire moleculen die in water ionen vormen.

I17 Polymeren en composieten

Reuzenmoleculen en de krachten tussen hun ketens.

I18 Warmte berekenen

De grote soortelijke warmte van water: waterstofbruggen.

I36 Hydroponie en voedselproductie

EC en pH samen bewaken in het hydroponiesysteem.

E26 Chemisch evenwicht

Oplosbaarheid en neerslag, zoals gips in de stamoplossing, kwantitatief.

E28 Materiaalkunde

Kristalroosters, legeringen en halfgeleiders in detail.

HabitatVoor Habitat leggen we vast: de voedingsoplossing heeft een streefwaarde van 1,4 mS/cm (bij 25 °C), bijsturen onder 1,2 of boven 1,8. Het recept uit hoofdstuk 12 op regenwater geeft 1,35 mS/cm; per gram zouten per liter stijgt de EC met ongeveer 1,0 mS/cm. De zouten gaan in twee stamoplossingen, A en B, om neerslag van gips te vermijden. In opdracht 13.12 ontwerp je de EC-bewaking; in hoofdstuk 36 komt de pH erbij.

Samenvatting

In het kort

Atomen binden om een edelgasconfiguratie te krijgen: door elektronen over te dragen (ionbinding), te delen (atoombinding) of vrij te laten (metaalbinding).
Metaal + niet-metaal geeft een ionrooster: hoog smeltpunt, hard en bros, geleidt alleen gesmolten of opgelost.
De formule van een zout volgt uit de ionladingen: de som is nul (CaCl₂, Al₂O₃, Ca(NO₃)₂). De naam: positief ion + negatief ion (calciumnitraat).
Niet-metalen delen elektronenparen: moleculen. In een Lewisstructuur heeft elk atoom (behalve H) acht elektronen rond zich. Isomeren hebben dezelfde formule maar een andere structuur.
Het verschil in elektronegativiteit bepaalt of een binding apolair, polair of ionair is; de vorm bepaalt of een molecule een dipool is (H₂O wel, CO₂ niet).
Tussen moleculen werken van der Waalskrachten (groter bij grotere moleculen) en waterstofbruggen (bij H aan N, O of F): ze bepalen smelt- en kookpunten van molecuulstoffen.
Water is bijzonder door zijn waterstofbruggen: vloeibaar bij kamertemperatuur, ijs drijft, grote warmtecapaciteit, uitstekend oplosmiddel.
Soort zoekt soort: ionen en polaire stoffen lossen op in water, apolaire in apolaire oplosmiddelen. Een zoutoplossing geleidt omdat de ionen vrij bewegen.
De EC meet hoeveel ionen er in een oplossing zitten (mS/cm, omgerekend naar 25 °C). Voor Habitat: streefwaarde 1,4 mS/cm.

Begrippen

Wat je nu kent

ionbinding: De aantrekking tussen positieve en negatieve ionen in een ionrooster; ontstaat als een metaal elektronen overdraagt aan een niet-metaal.
atoombinding: Een gemeenschappelijk elektronenpaar tussen twee atomen (meestal niet-metalen); ook covalente binding.
metaalbinding: De aantrekking tussen positieve metaalionen en de vrije elektronen (elektronenzee) ertussen.
Lewisstructuur: Tekening van een molecule met alle valentie-elektronen: bindingen als streepjes, vrije elektronenparen als stippen.
elektronegativiteit: Hoe sterk een atoom in een binding de elektronen naar zich toe trekt (schaal van Pauling, 0,7 tot 4,0).
polaire binding: Atoombinding waarin de elektronen dichter bij het meest elektronegatieve atoom liggen: dat atoom wordt δ−, het andere δ+.
dipool: Molecule met een positieve en een negatieve kant, doordat de polaire bindingen elkaar niet opheffen.
waterstofbrug: Aantrekking tussen een H-atoom dat gebonden is aan N, O of F en een vrij elektronenpaar van een N, O of F van een andere molecule.
van der Waalskracht: Zwakke aantrekking tussen alle moleculen, groter naarmate de moleculen groter zijn.
isomeren: Stoffen met dezelfde molecuulformule maar een andere structuur, en dus andere eigenschappen.
hydratatie: Het omringen van opgeloste ionen door watermoleculen, met de passende kant naar het ion gericht.
EC (elektrische geleidbaarheid): Hoe goed een oplossing stroom geleidt, in mS/cm; een maat voor de hoeveelheid opgeloste ionen.
siemens: Eenheid van geleiding: het omgekeerde van de ohm, $1 S = 1/Ω$ .

Aan de slag in het werkboek15 opdrachten, van oefenen tot uitdagen