Moleculen - Chemie - Theorie - Toelatingsexamens arts en tandarts

Moleculen

Moleculen

Voorwoord

Deze theoriehoofdstukken werden in eerste instantie samengesteld om in de theorie te voorzien die vereist is voor het afleggen van de toelatingsexamens arts en tandarts, maar heeft mettertijd een bredere bestemming gekregen, waardoor meer theorie voorzien is dan gekend moet zijn voor het toelatingsexamen. Toch is de theorie relatief beknopt gehouden: ze is vooral bedoeld voor wie het allemaal al eens gezien heeft en wil herhalen en daardoor zijn basis verstevigen. Ik denk dat ze daardoor nuttig kan zijn bij de voorbereiding van die toelatingsexamens, voor olympiades of voor een herhaling van leerstof voor het aanvangen van hogere studies. Maar als je besluit dit document te gebruiken voor welke test dan ook, check dan zelf welke leerstof gekend moet zijn op de officiële sites.
De auteur van dit document kan in geen enkel geval aansprakelijk gesteld worden voor eventuele gevolgen van of schade die kan ontstaan uit het gebruik van dit document.

De chemische binding

Atomen zullen een chemische binding aangaan en zo moleculen vormen, bijvoorbeeld, 2 H-atomen en 1 O-atoom vormen een H2O molecule.
2 atomen kunnen ofwel een ionbinding aangaan ofwel een covalente binding.
Dit hangt af van de elektronegatieve waarde (E.N.) die op het PSE aangeduid staat.
Of, beter gezegd, van het verschil in E.N. (DE.N.) tussen de bindende atomen.
Als (DE.N.) > 1,6 dan vormt zich een ionbinding.
Als (DE.N.) <= 1,6 dan vormt zich een covalente binding.

Ionbinding

Atomen streven naar de stabiele edelgasconfiguratie, dit is 8 elektronen op de buitenste schil. Men noemt dit de octetstructuur.
De elementen links in het PSE zullen daarvoor elektronen afgeven, bijvoorbeeld natrium (Na) heeft 1 elektron op de buitenste schil, dus zal Na één elektron trachten af te geven.
De elementen rechts in het PSE zullen daarvoor elektronen opnemen, bijvoorbeeld chloor (Cl) heeft 7 elektronen op de buitenste schil, dus zal Cl één elektron trachten op te nemen.
De elektronegatieve waarde (E.N.) drukt de neiging van een element uit om elektronen aan te trekken.

Ionbinding

Doordat, bij ontmoeten van een Na-atoom en een Cl-atoom, Na een elektron aan Cl zal doneren, wordt Na positief (Na+) en Cl negatief (Cl-).
De twee tegengesteld geladen ionen zullen dan bij elkaar blijven door elektrische aantrekking.

Ionbinding

Noteer dat DE.N. voor Cl en Na 3.0 - 0.9 = 2.1 bedraagt, hetgeen groter is dan 1.6 en dus is er inderdaad sprake van een ionbinding.
De brutoformule van de gevormde molecule is NaCl (natriumchloride).

Covalente binding

Wordt ook atoombinding genoemd.
Hier is DE.N. maximaal 1,6.
Bijvoorbeeld, stel dat 2 Cl atomen elkaar ontmoeten. DE.N. is hier 0,0.
Ze willen allebei een elektron opnemen. In dit geval zullen de beide atomen een elektron met de ander delen, zodat het lijkt alsof ze beide 8 elektronen op de buitenste schil hebben.

Nog een voorbeeld

Zo is ook de verbinding tussen H en O covalent (DE.N. = 1,4) en de elektronenverdeling in water ziet er als volgt uit (O heeft 6 valentie-elektronen, H 1):
De elektronen zullen dichter bij O dan bij H zitten, door de grotere E.N. van O.
Een covalente binding, dus 2 elektronen in de binding, worden in de structuurformule aangegeven met een streepje:

Datief-covalente binding

Soms is het volledige gemeenschappelijk elektronenpaar afkomstig van één de atomen.
Dit noemt men een datief-covalente binding of donor-acceptor-binding.
Bijvoorbeeld, bij zwavelzuur (H2SO4):

Lewisnotatie

In Lewis-notatie wordt elk elektronenpaar door een streepje voorgesteld, ook de vrije elektronenparen (die niet in een binding zitten).
Zwavelzuur stellen we dan voor door:
Opmerking: soms geeft men de datief-covalente bindingen nog steeds met een pijltje aan.

Opmerking

Merk op dat ook H2SO2 en H2SO3 mogelijk zijn:

Hydroxoniumion

Het hydroxoniumion (H30+) wordt ook met een datief-covalente binding gevormd:

Bindingshoek

Elektronenparen (zowel bindende als vrije) gaan zich in de ruimte zo ver mogelijk van mekaar bevinden. Dit geeft aanleiding tot de volgende geometrieën:
https://nl.wikipedia.org/wiki/Bindingshoek
Wikipedia - https://nl.wikipedia.org/wiki/Bindingshoek

Opmerking

Bij de trigonale piramide zoals bij NH3, PH3,… en waarbij er een vrij elektronenpaar is en drie bindingen, is de bindingshoek wat kleiner dan 109,5° en wat meer variabel, bvb. bij NH3 is dat 107,8°, bij PH3 93.5°.

Oxidatiegetal (O.G.)

In een verbinding heeft elk element een oxidatiegetal (O.G.).
O heeft altijd de neiging 2 elektronen aan te trekken en dus een tweewaardig negatief ion te vormen.
In verbindingen met O heeft de O als oxidatiegetal -II.
H heeft als oxidatiegetal +I.
De som van de oxidatiegetallen in een neutrale verbinding moet 0 zijn, zie bvb. H2O.
Het oxidatiegetal is in feite de lading van het ion dat gevormd zou worden als alle bindingen ionbindingen zouden zijn.
In NaOH heeft Na als oxidatiegetal +I, de O -II en de H +I.

Nog een voorbeeld

In H2SO4 heeft O als altijd O.G. -II en H +I.
4 x -2 + 2 x +1 = -6.
Dus in een neutrale molecule moet S oxidatiegetal +VI hebben.
In H2SO3 bijvoorbeeld heeft S oxidatiegetal +IV (ga dit na).

Oxidatiegetallen

+I: Li, Na, K, Ag
+II: Mg, Ca, Zn, Ba, Cd
+III: Al, B
+I/+II: Hg, Cu
+II/+III: Fe, Ni, Co
+II/+IV: Sn, Pb
+III/+VI: Cr
-I: F, Cl, Br, I (als fluoride, chloride, bromide, jodide)
-II: S, O (als sulfide, oxide)

Oxidatiegetallen

OH- hydroxide
ClO- hypochloriet
ClO2- chloriet
ClO3- chloraat
ClO4- perchloraat
HSO4- waterstofsulfaat
HSO3- waterstofsulfiet
HCO3- waterstofcarbonaat
H2PO4- diwaterstoffosfaat
H2PO3- diwaterstoffosfiet
HS- waterstofsulfide
NO2- nitriet
NO3- nitraat
MnO4- permagnaat
SCN- thiocyanaat
CN- cyanide
SO42- sulfaat
SO32- sulfiet
CO32- carbonaat
HPO42- monowaterstoffosfaat
O22- peroxide
Cr2O72- dichromaat
CrO42- chromaat
S2O32- thiosulfaat
PO43- fosfaat
PO33- fosfiet
NH4+ ammonium
H3O+ oxonium

Formele lading

Bij het bepalen van de correcte Lewisstructuur wordt die structuur gekozen waarbij de formele lading op elk atoom zo klein mogelijk is.
Wat is formele lading?
Om bvb. in CO2 de formele lading van het O-atoom te bepalen, tellen we eerst het aantal elektronen in de vrije elektronenparen bij de helft van de elektronen die in bindingen met andere atomen zitten: hieronder is dat 4 + 2 = 6.
Om nu de formele lading van O te kennen trekken we dit aantal af van het aantal valentie-elektronen van het element: 6-6 = 0 elektronen
0 is de formele lading dan van het O-atoom.

Formele lading

Formele lading is geen werkelijke lading, het is een manier om de juiste Lewisstructuur te achterhalen.
Het houdt bvb. geen rekening met de elektronegatieve waarde van de atomen.
Het heeft ook geen verband met het oxidatiegetallen van de atomen in de verbinding.
In CO2 is het oxidatiegetal van O -II en van C +IV
De som van alle formele ladingen in een verbinding is de totale lading van de verbinding.
Een stof zal bij verschillende mogelijkheden voor de Lewisstructuur, vooral die structuur aannemen waarbij er zo weinig mogelijk formele ladingen zijn.

Voorbeeld met formele ladingen

Beschouw de ozonverbinding:
Het linkse O-atoom heeft in totaal 6 + 1(halve binding) = 7 elektronen rond zich. 6 (aantal valentie-elektronen) - 7 = formele lading -1.
Voor het centrale atoom geldt 2 + 3 (3 halve bindingen) = 5. en dus 6 – 5 = -1 elektron, formele lading +1.
De totale lading van de verbinding is -1 + 1 + 0 = 0.

Een voorbeeld met een ion

Bijvoorbeeld het nitraat-ion:
N heeft hier 4 elektronen in zijn cirkel en aangezien het aantal valentie-elektronen 5 is, is de formele lading +1.
De twee zuurstoffen geven op dezelfde wijze elk -1.
N heeft 5 valentie-elektronen, dus 2 elektronen binden met de zuurstof links, 1 elektron bindt met de O (bvb. boven) en de verbinding met de O rechtsonder is datief-covalent.

Voorbeeld bepalen Lewisstructuur

Welke van de volgende Lewisstructuren zal het meest bijdragen tot de elektronenverdeling in CO2?
Ten eerste, bij de bovenste twee hebben niet alle atomen de octetstructuur, dus die vallen af.
Dan berekenen we het aantal bindingen:
Aantal elektronen nodig voor 3x octet
N = 3 x 8 = 24
Totaal aantal aanwezige valentie-elektronen:
A = 6 + 4 + 6 = 16
Hieruit volgt het aantal bindingen (gedeelde paren):
B = (N – A)/2 = (24-16)/2 = 4 bindingen
Dit is correct voor zowel derde als vierde verbinding.
Hoe zit het met de formele ladingen? In de derde structuur heeft de linkse zuurstof een formele lading +1, de rechtse -1. In de onderste structuur hebben alle atomen formele lading 0, dus dit is de meest bijdragende Lewisstructuur.

Metaalbinding

Een speciaal soort binding vinden we bij metalen: de elektronen worden los bij de kern gehouden, waardoor ze gaan bewegen tussen de atomen.
De overblijvende positieve ionen vormen dan een rooster, bijeengehouden door de negatieve ladingen.

Polaire moleculen (dipoolmoleculen)

Bijvoorbeeld, in HCl zal (door de hogere E.N. van Cl), het gemeenschappelijke elektronenpaar dichter bij Cl liggen.
Hierdoor krijgt Cl een partieel negatieve en H een partieel positieve lading:
De molecule heeft dus een enigszins positieve kant en een enigszins negatieve kant.

Water

Ook water is een dipoolmolecule door haar ruimtelijke vorm:
Het zwaartepunt van de positieve ladingen ligt halfweg tussen de twee H's, dus op een verschillende plaats dan het zwaartepunt van de negatieve lading.
We kunnen dit zien doordat, als we een geladen voorwerp in de buurt van een dunne waterstraal brengen, de waterstraal aangetrokken wordt.

Aantrekking tussen dipolen

Dipoolmoleculen trekken mekaar aan.

Maar…

Bij CO2 liggen de partiële ladingen op de O-atomen, maar het zwaartepunt van beide negatieve ladingen valt samen met de partieel positieve lading van het C-atoom.
Dus, CO2 is een apolaire molecule.

Nog voorbeelden

Niet polair
Het zwaartepunt van de d- (Cl) valt samen met de d+ ( C )
Wel polair: de ladingen zijn niet meer symmetrisch verdeeld
Wel polair

Polariteit en oplosbaarheid

Polaire stoffen lossen in het algemeen goed op in een polair oplosmiddel (vb. water) en slecht in een apolair oplosmiddel.
Apolaire stoffen lossen in het algemeen goed op in een apolair oplosmiddel en slecht in een polair oplosmiddel.
Opmerking: dit is niet altijd zo. Bijvoorbeeld, CO2, een apolaire stof, lost wel goed op in water omdat het reageert met water tot H2CO3.

Waterstofbruggen

Een waterstofbrug is een niet-covalente binding tussen een elektronenpaar op een sterk elektronegatief atoom (zuurstof, stikstof of fluor) en een naburig waterstofatoom gebonden aan een ander sterk elektronegatief atoom.
Bijvoorbeeld in water:
De stippellijnen geven de H-bruggen aan.
De zuurstofatomen zijn partieel negatief geladen, de waterstofatomen partieel positief en trekken mekaar dus aan.

Opmerking

De O, N of F moet zelf wel aan een atoom gebonden zijn met voldoende lage elektronegatieve waarde, bijvoorbeeld een H, zodat de O, N of F voldoende negatief geladen is. Dus een O aan een C gebonden gaat geen waterstofbrug aan met een H van een andere molecule.
Zo zullen bijvoorbeeld NH3-moleculen waterstofbruggen vormen, maar CH3F niet: de F is immers op een C gebonden.
Uitzondering is een dubbel gebonden O op een C.

Vanderwaalskrachten

Apolaire moleculen trekken mekaar niet door dipoolinteractie aan, maar door andere ladingseffecten, die eerder plaatselijk of tijdelijk zijn als twee moleculen met mekaar in aanraking komen.
Men noemt dit Vanderwaalskrachten.
Het zijn doorgaans zwakke krachten. Grote moleculen zullen meer Vanderwaalsaantrekking vertonen dan kleine.
Vanderwaalskrachten zijn, evenals dipool-dipool aantrekking en waterstofbruggen, intermoleculaire krachten.
Vanderwaalskrachten kunnen toch sterke effecten hebben. Deze gekko kleeft aan de beglazing door deze krachten.
De grote kracht komt door het zeer gladde oppervlak van glas en de onderkant van de gekkopoot, waardoor veel moleculen zeer dicht tegen elkaar zitten.

Molecuulmassa

We berekenen molecuulmassa's door de atoommassa's van de samenstellende atomen op te tellen.
Bijvoorbeeld, de relatieve molecuulmassa van H2O:
Mr(H2O) = 2 x Ar(H) + Ar(O) = 2 x 1,0 + 16,0 = 18,0.

Enkele anorganische stofklassen

Anorganische stofklassen worden ook wel minerale stofklassen genoemd.
Het staat tegenover de organische - of koolstofverbindingen, dit zijn de verbindingen van de levende natuur die een koolstofskelet hebben.
We bespreken hier kort enkele van de anorganische stofklassen.

Oxiden

Hier is er een verbinding tussen een metaal of niet-metaal en zuurstof.
Bijvoorbeeld:
CaO: calciumoxide
Fe2O3: diijzertrioxide
CO2: koolstofdioxide
De Griekse telwoorden (mono, di, tri, tetra, penta, hexa,...) worden enkel genoemd als er verwarring mogelijk is; zo bestaat zowel Fe2O3 als FeO, en ook zowel CO2 als CO bestaan.
Vb: Cl2O: chlooroxide
Opmerking: men schrijft een chemische naam met kleine letters.

Stocknotatie

Sommige metaaloxides hebben verschillende mogelijkheden van verbinding, waarbij het oxidatiegetal van het positieve ion verschillend is.
Bijvoorbeeld Fe2O3 en FeO.
Hier heeft in het eerste geval Fe als oxidatiegetal +III en in het tweede geval +II.
Men kan de verbindingen dan volgens de stocknotatie benoemen:
Fe2O3 : ijzer(III)oxide (“ijzer drie oxide”)
FeO: ijzer(II)oxide (“ijzer twee oxide”)
Opmerking: de stocknotatie kan ook voor niet-oxides toegepast worden, bijvoorbeeld bij FeCl2 (ijzer(II)chloride) – FeCl3 (ijzer(III)chloride).

Basen

Basen zijn verbindingen die protonen (H+) opnemen in aanwezigheid van een protonendonor.
De algemene formule is als volgt: MOH.
waarbij M een metaal is.
Bijvoorbeeld:
NaOH: natriumhydroxide
Ca(OH)2: calciumhydroxide
Er zijn echter ook basen die deze algemene formule niet volgen, bvb. NH3.

Zuren

Zuren zijn verbindingen die protonen (H+) afgeven in aanwezigheid van een protonenacceptor.
De algemene formule is als volgt: HZ.
waarbij Z de zuurrest is.
Bijvoorbeeld:
HCl: waterstofchloride (zoutzuur).
H2SO4: waterstofsulfaat (zwavelzuur).
HNO3: waterstofnitraat (salpeterzuur).
H3PO4: waterstoffosfaat (fosforzuur).

Binaire en ternaire zuren

HnM: binair zuur
Bij binaire zuren bestaat de zuurrest uit een niet-metaal.
Naam van een binair zuur = waterstof + verkorte, verlatijnste naam van het niet-metaal + -ide.
bvb. HCl: waterstofchloride (zoutzuur).
HnMO : ternair zuur (oxozuur)
Deze zuren bestaan uit waterstof en een zuurrest die naast het centrale atoom één of meerdere zuurstofatomen bevat. Naast niet-metalen kunnen ook metalen als centraal atoom optreden.
Systematische naam ternair zuur: waterstof + niet-metaal + -aat, of
Triviale naam ternair zuur: naam van niet-metaal + zuur.
Bvb. H2CO3: (di)waterstofcarbonaat of koolzuur.
Naam oxo-zuur: waterstof + niet-metaal + -aat, of
Naam oxo-zuur: naam van niet-metaal + zuur

Naamgeving oxozuren

Oxozuren waarin het kenmerkende niet-metaal een OG heeft lager dan het OG van het -aatzuur, krijgen de uitgang -iet. 

Zouten

De algemene formule van zouten is als volgt: MZ.
waarbij M een metaal is en Z de zuurrest is.
Naam is naam metaal + naam zuurrest.
Bijvoorbeeld: NaCl: natriumchloride, FeSO4: ijzersulfaat of ijzer(II)sulfaat.
NaCl: binair zout, ontstaat uit een binair zuur.
FeSO4: ternair zout, ontstaat uit een ternair zuur.

Elektrolyten

Elektrolyten zijn chemische verbindingen die in een oplossing of in gesmolten toestand geheel of gedeeltelijk in ionen gesplitst zijn en dan de elektrische stroom geleiden.
Er wordt onderscheid gemaakt tussen sterke en zwakke elektrolyten.
Bij sterke elektrolyten wordt het deel dat opgelost is in water volledig gesplitst in ionen en dus is er goede geleiding.
Bij zwakke elektrolyten wordt het deel dat opgelost is in water slechts gedeeltelijk gesplitst in ionen, en dus is er weinig of geen geleiding.
Kathode Negatief
Anode Positief

Hydratatie

Zouten, zoals NaCl, worden in water in ionen gesplitst door hydratatie:
Splitsen in ionen noemt men ook dissociatie

Sterke en zwakke elektrolyten

Het feit van sterke of zwakke elektrolyt heeft niets te maken met de oplosbaarheid.
NaCl (keukenzout) is heel goed oplosbaar, AgCl niet.
Bij beide is het gedeelte dat opgelost is wél volledig gesplitst in ionen.
Ze zijn dus beiden sterke elektrolyten.
Azijnzuur is een zwak elektrolyt maar toch goed oplosbaar. Het opgeloste deel gaat zich gewoon niet verder splitsen in ionen.
Sterke elektrolyten zijn: hydroxiden (vb. NaOH), zouten (vb. NaCl), sterke zuren (vb. HCl).
Zwakke elektrolyten zijn: zwakke zuren, vb. CH3COOH (azijnzuur), zwakke basen, vb. NH3.