Water, verrassend gewoon!



Dovnload 268.39 Kb.
Pagina7/11
Datum20.08.2016
Grootte268.39 Kb.
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10   11

Hoofdstuk 2: De verrassing verklaard.




§2.1 Waarom is water nu zo verrassend?


Je hebt net een aantal proeven gezien en waarnemingen uitgevoerd. Een verklaring van deze waarnemingen is niet zo eenvoudig. Hiervoor moeten we op moleculair of microscopisch niveau naar de stof water gaan kijken. De molecuulformule van water is bij iedereen bekend, evenals het smeltpunt en het kookpunt, maar toch kunnen we een aantal waarnemingen van water niet verklaren. Een groot deel van het “watermysterie” is terug te voeren op de structuur van een watermolecuul en het type binding tussen zuurstof- en waterstofatomen ( en ). De structuur van een watermolecuul is als volgt:


Figuur 2.1 De hoek tussen H-O-H atomen


Daarbij valt op dat de atomen niet op één rechte lijn liggen, maar dat er sprake is van een hoek tussen de twee O-H bindingen. Uit onderzoek blijkt ook dat een watermolecuul een zogenaamde dipool is. In het woord dipool betekent di- twee; dus dipool betekent twee polen. Een dipool is een neutraal molecuul dat aan één kant negatief geladen is en aan de andere kant positief.


Figuur 2.2. Water als dipool

Doordat deze moleculen een positieve en negatieve kant hebben, kunnen ze elkaar aantrekken. Dit vormt een extra aantrekkingskracht tussen de moleculen onderling.




  1. E
    +
    en dipool kan voorgesteld worden als:


Teken vijf van deze dipolen en laat daarbij zien hoe ze elkaar onderling aantrekken.

  1. D
    -

    e plastic insteekhoes in Demonstratieproef 6 was elektrisch geladen doordat deze was opgewreven. Stel dat deze hoes aan de kant van de waterstraal negatief was geladen. Hoe waren de watermoleculen dan gericht?


  2. Hoe verklaar je dat de waterstraal wel aangetrokken wordt, maar de plastic hoes niet raakt?



§2.2 Waar komt die dipool vandaan?


Doordat het zuurstofatoom veel harder blijkt te trekken aan het gemeenschappelijke elektronenpaar dan de waterstofatomen , krijgt het zuurstofatoom een kleine negatieve lading. Het waterstofatoom krijgt een kleine positieve lading. Er ontstaat dus een ladingsverdeling binnen een molecuul water. Dit is weergeven in figuur 2.3.

Hierbij moet wel worden opgemerkt dat de grootte van de lading van een zuurstofatoom en een waterstofatoom kleiner is dan één. Je moet deze lading dus niet verwarren met een ionlading. De ladingsverschuiving is lang niet zo groot als bij een ionbinding tussen twee ionen in een zout.

Een watermolecuul heeft dus een positieve en een negatieve kant. We noemen zo’n molecuul zoals gezegd een dipool of een polair molecuul. De binding tussen de atomen noemen chemici een polaire atoombinding. Dat betreft dus een binding binnen het molecuul.

Aan het eind van deze paragraaf zetten we alle bindingstypen nog even op een rijtje.


Zoals hierboven al is vermeld, hebben watermoleculen een positieve en een negatieve kant. Hierdoor is het mogelijk dat moleculen elkaar onderling aantrekken. De aantrekkingskrachten tussen de negatief geladen O-atomen en de positieve H-atomen van een ander molecuul noemen we waterstofbruggen. Dit is weergegeven in figuur 2.4.









of





Figuur 2.4 De waterstofbruggen tussen de watermoleculen.

=waterstofbruggen


De waterstofbruggen geven we aan met een stippellijn. Dit om onderscheid te maken tussen waterstofbruggen en atoombindingen. Deze laatste zijn immers sterker.


Opmerking: Waterstofbruggen zijn geen permanente bindingen, zoals atoombindingen. Waterstofbruggen kunnen elk moment worden verbroken en weer opnieuw gemaakt. We hebben immers nog steeds te maken met een vloeistof. Water is en blijft bewegelijk of te vervormen, dus moleculen moeten nog steeds kunnen bewegen. Dat doen ze door H-bruggen te verbreken en direct weer nieuwe te vormen met andere moleculen.

Deze waterstofbruggen of H-bruggen vormen een microscopische verklaring voor een aantal waargenomen verschijnselen, zoals:



  • De hoogte van het kookpunt.

  • De grootte van de verdampingswarmte en van de warmtecapaciteit

H-bruggen komen voor bij veel stoffen die een OH- of NH-groep in hun molecuul bezitten en spelen daardoor een grote rol in het dagelijks leven. Toepassingen van H-bruggen zijn: (stoom)strijken van wasgoed, waterdicht en ademend zijn van kleding.

Papier en kleding van nylon en katoen zouden uit elkaar vallen als er geen waterstofbruggen zouden bestaan. Daarnaast is ieder levend wezen onder andere opgebouwd uit eiwitten die hun functies verkrijgen door H-bruggen.
Opmerking: uiteraard is er geen sprake van een polaire atoombinding tussen twee atomen van dezelfde atoomsoort.


  1. Geef de definitie van een waterstofbrug.

  2. Waarom heeft ethaan een lager kookpunt dan pentaan?

  3. Welke bindingen worden verbroken als een moleculaire stof verdampt?

  4. Eén van de “verrassende” eigenschappen van water is het hoge kookpunt. Vergelijk de kookpunten van met water verwante stoffen H2S, H2Se en H2Te, door de kookpunten van deze stoffen uit te zetten tegen de molecuulmassa. Deze elementen vormen groep 16 in het Periodiek Systeem.De kookpunten zijn respectievelijk: 100, -60, -42 en –2 C.

  5. Waarom heeft water een veel hoger kookpunt dan de andere stoffen uit vraag 7, ondanks zijn lage molecuulmassa?

  6. Verklaar nu waarom je per kg water veel meer warmte moet toevoeren dan per kg pentaan voordat deze hoeveelheid is verdampt.








Figuur 2.5 Gore-tex is een stof die in veel ademende regenkleding is verwerkt. De ademende kleding houdt regendruppels buiten. De waterdamp, ontstaan door zweten, kan wel naar buiten. Het membraan is apolair en niet in staat om waterstofbruggen te vormen met water. Hierdoor “loopt” het water van de kleding af.



1   2   3   4   5   6   7   8   9   10   11


De database wordt beschermd door het auteursrecht ©opleid.info 2017
stuur bericht

    Hoofdpagina