Transcript Het artikel is als pdf

Verkeerde concepten bij
chemische binding
Intermoleculaire krachten
Leerlingen hebben moeite met chemische binding1,2 en ook met intermoleculaire krachten. Hierbij
leren zij verkeerde concepten aan. Gelukkig is er veel onderzoek gedaan naar misconceptions in de
scheikunde. Enkele van deze verworvenheden wil ik in dit artikel graag aan u doorgeven.
n
Jan de Gruijter / Fontys Lerarenopleiding Tilburg
Maar eerst wat lastige vragen, waar leerlingen lang niet altijd een goed antwoord
op geven. U wel?
18
Vraag 1. H
oe groter de atoommassa’s des
te sterker de intermoleculaire
krachten. Waar of onwaar?
Vraag 2. T
ussen heliumatomen in vast
helium (2,6 MPa en beneden - 272
K) zijn geen aantrekkende krachten. Waar of onwaar?
Vraag 3. I n water is het waterstofatoom
aan het ene zuurstofatoom sterker gebonden dan aan het andere.
Waar of onwaar?
Vraag 4. I ntermoleculaire krachten zijn
fysische bindingen en deze zijn
op andere krachten gebaseerd
dan chemische bindingen. Waar
of onwaar?
Had u alle vragen goed beantwoord?
De goede antwoorden en het commentaar
staan aan het eind van het artikel. Maar
kijkt u daar pas straks naar. Lees eerst
even door. Soms vindt u het commentaar
misschien wat gezocht, maar leerlingen
willen graag een goed begrip van binding
krijgen. Als wij als docenten slordig zijn
in ons taalgebruik, raken leerlingen in de
war. Uiteraard willen we dat niet.
In tabel 1 zijn enkele minder goed geformuleerde concepten opgenomen met
daarbij een betere beschrijving.
Commentaar op de verkeerde concepten
ad 1. De belangrijkste intermoleculaire
kracht is de london- of dispersiekracht. De
londonkracht ontstaat als een elektronenwolk wordt verstoord, waardoor tijdelijk
NVOX
januari 2014
Tabel 1. Enkele verkeerde concepten bij intermoleculaire krachten.
een positief en een negatief gedeelte van
het molecuul ontstaat. De tijdelijke lading
induceert een verstoring van de elektronenwolk binnen het naburige molecuul,
waardoor aantrekking ontstaat. Even
later is de verstoring opgeheven en ergens
anders opgetreden, waar het proces van
verstoring van de elektronenwolk en
inductie opnieuw optreedt, et cetera.
ad 2. Het verschil tussen inter en intra
moet duidelijk zijn.
ad 3. Een waterstofbrug is een binding,
die slechts in bepaalde verbindingen
voorkomt, bijvoorbeeld bij een alkanol.
Het waterstofatoom dat covalent gebonden is aan het zuurstofatoom van het ene
alkanolmolecuul is via het vrije elektro-
Waterstofbruggen in water.
nenpaar van een ander zuurstofatoom
gebonden aan een ander alkanolmolecuul. De binding kan zo sterk zijn dat het
waterstofatoom verhuist van het ene naar
Vanderwaalskrachten3
Van der Waals postuleerde het bestaan
van een aantrekkende kracht die tussen
alle moleculen en atomen werkzaam is.
Over het algemeen spreken we in Nederland over de vanderwaalskrachten als een
verzamelnaam voor de keesom-, debije- en
londonkrachten. De waterstofbruggen
worden samen met de vanderwaalskrachten tot de intermoleculaire krachten
gerekend.
a. Keesom berekende tussen deeltjes op
afstand r met een permanent elektrisch
dipoolmoment µ de wisselwerkingsenergie en deze is
Uit de betrekking wordt duidelijk dat de
keesom- of oriëntatie-energie afhankelijk
is van de oriëntatie van de twee dipolen
ten opzichte van elkaar. Ze kunnen elkaar
naderen waardoor afstoting ontstaat of
zodanig dat er aantrekking is, dus is er
afhankelijkheid van kT. Verder blijkt uit de
vergelijking dat de afstand tussen de twee
dipolen belangrijk is. De keesomenergie
heeft slechts een redelijke waarde als de
dipolen heel dicht bij elkaar zitten, want de
zorgt waardoor er een enigszins positieve
en negatieve kant ontstaat en dan is er
aantrekking.
Wisselwerking tussen twee dipolen.
afstand tussen de dipolen staat in de noemer en dan ook nog tot de zesde macht.
b. Debye formuleerde de wisselwerkingsenergie tussen een permanente dipool
en een door deze dipool in een naburig
molecuul geïnduceerde dipool:
Hierin is α de polariseerbaarheid.
In de vergelijking van
de debije- of inductie-energie heeft de
oriëntatie (dus de temperatuur) geen
invloed, want de inductie treedt op als de
dipool het naburig molecuul voldoende
dicht nadert (op welke manier dan ook),
voor verstoring van de elektronenwolk
Wisselwerking tussen tijdelijke dipool en
geïnduceerde dipool.
c. London kwam uiteindelijk tot de over
het algemeen belangrijkste vorm van
de vanderwaalskrachten namelijk de
dispersie-energie, de wisselwerkingsenergie tussen een tijdelijke verstoring van de
elektronenwolk van een atoom (dus een
tijdelijke dipool) en een door die tijdelijke
dipool geïnduceerde dipool:
waarin I de ionisatieenergie is en α de
polariseerbaarheid.
Merk op dat in alle drie de vergelijkingen
r6 in de noemer staat. Dus de drie krachten
die tot een aantrekking leiden, werken alleen op zeer korte afstand.
19
het andere molecuul. Een volledige definitie van de waterstofbrug geeft Wikipedia:
“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.”
ad 4. De H-brug is minder sterk dan een
covalente binding, maar sterker dan een
binding tussen twee dipolen (debijekracht). Zie verder ad 3.
ad 5. Eigenlijk zijn alle bindingen en intermoleculaire krachten te herleiden tot
één systeem. Er zijn ladingen of er worden
ladingen (tijdelijk) gevormd en daardoor
ontstaat er aantrekking tussen ongelijk
geladen atomen of moleculen.
ad 6. Kleine suikerkristallen worden op
elkaar geperst waardoor een suikerklontje
ontstaat. Een suikerklontje is gemakkelijk
te breken. Daarbij worden de intermoleculaire krachten verbroken, maar de covalente bindingen in het suikermolecuul
blijven bestaan.
Antwoorden op waar/onwaar-vragen
Vraag 1, 2 en 4 zijn onwaar. Vraag 3 is
zowel waar als onwaar. Hopelijk maakt
u ze goed nu u het artikel geheel hebt
doorgenomen.
Toch nog wat commentaar.
Vraag 1. Niet de atoommassa bepaalt de
sterkte van de vanderwaalskrachten, maar
het aantal elektronen is maatgevend.
Want hoe groter het aantal elektronen in
een atoom, des te sterker de elektronenmantel verstoord kan worden. Hoe sterker
de elektronenmantel verstoord kan worden, des te sterker de londonkrachten.
Het is wel verklaarbaar dat dat idee ontstaat dat de atoommassa de sterkte van de
intermoleculaire kracht bepaalt, want bij
toenemende atoommassa neemt ook het
aantal elektronen toe. Maar om alle misverstand tegen te gaan kunt u beter over
het aantal elektronen spreken in plaats
van de atoommassa.
Vraag 2. Hoewel heliumatomen maar
weinig elektronen hebben, kan de
elektronenwolk toch verstoord worden,
waardoor tijdelijk een lading ontstaat
die bij een in de buurt liggend atoom een
andere lading kan induceren, waardoor er
aantrekking ontstaat.
Vraag 3. Op een willekeurig moment is
het ene waterstofatoom sterker gebonden
aan een zuurstofatoom dan datzelfde
waterstofatoom gebonden is aan een
elektronenpaar van een naburig zuurstofatoom. Maar over langere tijd uitgemiddeld zijn alle waterstofatomen even sterk
aan zuurstof gebonden.
Vraag 4. Het onderscheid tussen een
chemische en een fysische binding is
arbitrair. Er is slechts verschil in sterkte
van de binding. In alle gevallen is de
binding gebaseerd op de resultante van
elektrostatische aantrekkings- en afstotingskrachten.
Er valt nog veel meer te zeggen over
verkeerde concepten in de chemische
binding. Hopelijk helpt dit artikel u bij
uw uitleg. Voor reactie: h.degruijter@
fontys.nl.
Met dank aan Kelly Stelwagen, docent aan
de Fontys Lerarenopleiding Tilburg, voor
haar commentaar.
Literatuur
1. De Gruijter, J. de (2013). Verkeerd begrip in
chemische binding, de ionbinding. NVOX(38)8,
p. 385-386.
2. De Gruijter, J. de (2013). Verkeerd begrip in
chemische binding, de covalente binding.
NVOX(38)9, p. 438-439.
3. Ketelaar, J.A.A. (1966). De chemische binding.
3e druk. p. 303 e.v. Amsterdam: Agon Elsevier.
Illustratie waterstofbrug:
www.scheikundeinbedrijf.nl module Nanomaterialen, kenniskaart Soorten bindingen.
januari 2014
NVOX