Geen zin om een filmpje te bekijken? Hieronder lees je de tekst:
Hallo allemaal, ik ben Mimi van de Sisters in Science en vandaag ga ik jullie een aantal begrippen uitleggen.
Namelijk: elektronegativiteit, dippol-dipool, waterstofbruggen en wanneer iets nou polair of apolair is.
Maar ik zal dat natuurlijk doen aan de hand van een voorbeeld.
Stel je voor, je bent in de keuken.
Je hebt een pan soep opstaan met water en daarin drijven allemaal beetjes olie of vet.
Je kent het wel, aan het oppervlak heb je van die druppels liggen.
Waarom mengt dat olie nou niet met dat water?
Nou dat komt omdat water polair is, polair is, en de olie apolair.
Nou, en omdat dat beter te begrijpen gaan we even inzoomen op het watermolecuul.
Een watermolecuul bestaat uit een zuurstofatoom en twee waterstofatomen.
Nou, waarschijnlijk hebben jullie dit allemaal wel al een keer gezien, maar ik ga het toch nog een keer opschrijven.
Nou, zoals jullie weten heeft zuurstof zes elektronen in zijn buitenste schil en heeft waterstof er maar één.
En dat betekent dat in de binding met waterstof, zuurstof en waterstof allebei één elektron delen.
Dus in deze binding zitten twee elektronen, eentje van zuurstof en eentje van waterstof.
Maar zuurstof heeft er zelf zes, wat betekent dat die nog vier elektronen over heeft die die in elektronenparen rondom de kern heeft staan.
Nou, die elektronenparen en die binding met waterstof, die stoten elkaar allemaal af, waardoor water die gebogen structuur krijgt.
Nou, het probleem is eigenlijk dat zuurstof veel meer van die elektronen houdt dan waterstof.
Dus ik heb ze hier misschien wel in het midden getekend, maar eigenlijk zitten deze elektronen veel dichter bij die zuurstof. Bij het zuurstofatoom.
En dat komt door het verschil in elektronegativiteit, dus de mate waarin een atoom aan de elektronen trekt, is een mate van elektronegativiteit.
En doordat de elektronen dus meer om de zuurstof zitten in plaats van om de waterstof betekent dat dat het zuurstofatoom, eigenlijk delta- wordt, want er zit eigenlijk heel veel min omheen en de waterstofatomen delta+.
Nou, dat betekent eigenlijk dat er in dit molecuul een soort van disbalans aan de hand is.
En alle stoffen met dezelfde soort disbalans kunnen juist heel goed met elkaar oplossen.
Dus iets wat polair is, heeft vaak een soort van disbalans in zijn molecuul.
Stel dat wij nou even een ander, even kijken, we maken nog even een ander watermolecuul. Dat zetten we even hieronder, iets kleiner. Want het is niet natuurlijk niet nodig om hier zo ontzettend groot, of nouja hij is bijna even groot, te maken.
Dan had ik natuurlijk net gezegd dat dit ook weer delta- is en dit delta+.
En dan kan er dus tussen die plus van het ene waterstofatoom en de min van het andere, van het zuurstofatoom, kan er een waterstofbrug gevormd worden.
En die delta+ aan deze kant, die kan misschien met dit zuurstofatoom ook een brug maken, dat heet een waterstofbrug.
Nou, waterstofbruggen zijn volgens mij voor heel veel mensen , is dat eindexamenstof.
Maar je hebt ook een soort van zwakkere variant van waterstofbruggen en die noemen we een dipool.
En daarvoor zal ik even mijn mooie driehoek tekenen van hoe sterk bindingen zijn.
Ik ga eventjes heel erg piepen, sorry daarvoor.
Ik ga het proberen, zo en zo.
De aller allersterkste binding die er tussen moleculen kan gebeuren is de waterstofbrug.
De binding die daar eigenlijk onder komt is een dipool-dipool.
En een dipool-dipool binding is eigenlijk een iets zwakkere waterstofbrug die wordt gecreëerd door het verschil in elektronegativiteit tussen twee stoffen die aan elkaar gebonden zijn.
Die verschillende groepen, die zal ik zo opschrijven.
De andere soort binding die je tussen moleculen hebt is de vanderwaalsbinding.
Die teken ik hier heel klein omdat die ook heel klein is.
Dat zijn eigenlijk soort van de massa van moleculen die elkaar aantrekt.
Dan hebben we het hier natuurlijk gehad over OH-groepen.
Jullie kennen allemaal ook dat een NH-groep ook een waterstofbrug kan vormen.
Maar je hebt ook andere groepen die een waterstofbrug kunnen accepteren of een dipool-dipoolbinding kunnen maken.
Zoals bijvoorbeeld CN, even spieken, we hebben CF bijvoorbeeld, en bijvoorbeeld, ik zal even hier doorgaan, C dubbel gebonden O.
Nou, nu gaan we aan de hand van deze informatie kijken welke stoffen nou wel en niet met elkaar een goede binding aan kunnen gaan.
Dus stel we hebben het molecuul methanol.
Nou, methanol dat is een koolstofatoom gebonden aan een OH-groep met allerlei H-tjes.
Nou, zoals je kan zien is er hier een hele, is er een groep die goed waterstofbruggen kan vormen en dus zal methanol goed oplossen in het water.
Aan de andere kant heb je ook een CH3-groep, die is helemaal niet zo polair, maar omdat er natuurlijk heel veel waterstofbrug vormende groepen zijn ten opzichte van de rest van het molecuul is het een topper om op te lossen.
Gaan we even naar een ander voorbeeld.
Eentje die ik zelf altijd erg een instinker vind.
Je hebt namelijk het molecuul tetrafluoromethaan.
Dat is methaan niet met vier H-tjes maar met vier F-jes.
Nou, we zien daar CF, topper voor het oplossen in water.
Maar als je dat gaat tekenen, blijkt dat het helemaal niet polair is.
Nou hoe komt dat?
Al die fluor in dit molecuul trekken allemaal veel harder aan die elektronen dan dat die koolstof aan de elektronen trekt.
Dat betekent dat in theorie die koolstof dan delta+ zou worden en die F-jes dan delta-.
Maar omdat je vier bindingen hebt aan hetzelfde molecuul die allemaal even hard trekken heffen al die krachten zich eigenlijk op.
En dat betekent dat je tetrafluoromethaan absoluut nooit kan oplossen in water en het super super super apolair molecuul is.
Gaan we even naar een ander voorbeeld kijken.
Even checken, bijvoorbeeld een heel groot molecuul wat voornamelijk apolair is en een heel klein beetje polair.
En hiervoor ga ik niet meer de C-tjes en H-tjes uittekenen maar ga ik het simpeler tekenen.
We gaan namelijk het molecuul nonanol, nano-1-ol maken.
Namelijk negen koolstof, dus één, twee, drie, vier, vijf, zes, zeven, acht, negen.
Maken we hier eventjes de -ol.
Dit is een molecuul waar eigenlijk het grote deel, namelijk dit…
Zo, ik ben wel heel erg aan het piepen voor jullie maar ik hoop dat jullie dat niet erg vinden.
Dit hele deel is alleen maar C-tjes , alleen maar H-tjes.
Dat vinden wij iets dat heel erg apolair is.
Dus dit zou je heel goed kunnen oplossen in olie.
Dit groepje hier, dat is even jammer dat het even niet werkt.
Maar die is juist heel erg polair.
Nou, wat je je kan voorstellen is dat als je dit hele grote molecuul moet oplossen in water, is dat dat water tussen zichzelf de hele tijd waterstofbruggen aan het vormen is.
En dat als je dan die nonanol daartussen wilt oplossen, dan moeten al die waterstofbruggen die super efficiënt zijn, want alles in dat hele molecuul kan waterstofbruggen vormen, die moeten dat dan gaan verbreken zodat dit hele ding ertussen past en zal er met één groep daarvan een waterstofbrug kunnen vormen.
Dat is helemaal niet heel erg efficiënt
Dus dit molecuul kan je waarschijnlijk niet goed oplossen in water.
Als je dan bijvoorbeeld kijkt naar een alternatief hiervan.
Niet zo groot maar wel een beetje.
Bijvoorbeeld buthanol.
Dus dan hebben we er één, twee, drie, vier met een OH-groep.
Dan is die kans dat je die kan oplossen eigenlijk veel groter.
Nou, waar moet je nou opletten als jij een opgave gaat maken over of iets oplost in water of niet.
Wat altijd goed is om te kijken, zit er een hele polaire binding in?
En daarna he, hoe groot is dat molecuul.
Dus hoe groot is dat apolaire deel ten opzicht van je polaire deel.
En als je dan denkt ik hebt iets super super super polairs gevonden.
Teken het dan eventjes uit.
En vergeet vooral niet bijvoorbeeld in dit molecuul, in water he, dat er dus ook elektronenparen zijn die je niet moet vergeten te tekenen.
Bijvoorbeeld ook CO2 dat heeft geen elektronenparen en daarom is CO2, wat heel erg lijkt op H2O he, als je erover nadenkt, drie atomen waarvan twee hetzelfde, is helemaal niet polair ten opzichte van die polaire water.
En nu zal jij je waarschijnlijk afvragen , ja he wat moeten we hier nou mee.
Ik heb hier een aantal voorbeelden voor waarvan we dit in de chemie superveel voor gebruiken.
Stel je voor dat jij bent lekker naar de snackbar gegaan en je had zoveel zin in die bitterballen dat je er één op je T-shirt hebt laten vallen.
Er zit een enorme vetvlek op je T-shirt.
Het is heel handig om te weten dat het een vetvlek is, om te weten welke kleurstof, sorry, welke schoonmaakmiddelen jij moet gebruiken om dat vet er weer uit te halen.
En zo kan je daar best wel eens beter over gaan nadenken op het moment dat je nou je aller- allerfavoste T-shirt hebt verpest.
Een ander voorbeeld is bijvoorbeeld een voedingsmiddelproducten die bijvoorbeeld een saladedressing heeft.
Ga maar eens kijken in de supermarkt, dan heb je altijd twee fase, eentje met olie en eentje met water he in je saladedressing, want dat zijn vaak een combinatie van die twee.
En dan is het best wel belangrijk voor die voedingsmiddelenproducent welke stoffen er dan oplossen in dat water.
Bijvoorbeeld nouja, buthonal he, en niet die tetrafluoromethaan.
Dat soort dingen zijn heel belangrijk en gaat ontzettend veel geld in om.
Dus ja je zal je verbazen hoe vaak je deze kennis nog nodig hebt in de wereld van de chemie.
Nou, tot de volgende video!
Hoi, vond je deze video nou leuk? Wij zijn Lotte, Noor en Mimi van de Sisters in Science.
Volgs ons op insta en we zien je bij de volgende video. Doei!
