Het ontstaan van een covalente binding - Huiswerk en Practica - Wetenschapsforum
Het ontstaan van een covalente binding
Begonnen door: *_gast_jdeg_* , 23 okt 2011 14:25
Geplaatst op 23 oktober 2011 - 14:25
Wij hebben speciaal een account aangemaakt voor deze ene vraag, met betrekking tot ons profielwerkstuk:
Hoe worden covalente bindingen gevormd? Hoe ontstaan ze?
Links naar nuttige websites zijn ook altijd welkom (dus geen Wikipedia, die kunnen we zelf ook wel vinden).
Verder hebben wij nog een vraag:
Als een stof veel waterstofbruggen bevat, wat voor effect heeft dat dan op de verbrandingswarmte van die stof? We weten al dat het verbreken van covalente bindingen energie kost en dat er energie vrijkomt bij het ontstaan van deze bindingen.
We zien heel erg uit naar goeie reacties!
Alvast bedankt, jdeg
P.S. Ons profielwerkstuk gaat over verbrandingswarmte van brandstoffen. Tips zijn altijd welkom.
Geplaatst op 23 oktober 2011 - 18:00
Probeer eens te googelen in het Engels, vaak kom je dan al een stuk verder.
Overigens staan op Wikipedia vaak bronvermeldingen (zie helemaal onderaan).
Een inwendige waterstofbrug zal je molecule stabiliseren, kost het dan energie om die stabiliserende kracht te verbreken?
Geplaatst op 23 oktober 2011 - 18:01
Elk atoom streeft naar zijn octetstructuur, zijn meest stabiele vorm. Elk atoom bezit echter een verschillende elektronegatieve waarde, een zuurstofatoom zal bijvoorbeeld sterker elektronen naar zich toe willen trekken dan koolstof. Om die meest stabiele vorm te bereiken gaan 2 atomen hun elektron delen, denk bijvoorbeeld aan Cl2 hier zullen beide atomen even hard aan het gedeelde elektronenpaar trekken. Logisch aangezien het om dezelfde atomen gaat.
De verbindingen in SO2 zijn ook covalent maar in dit geval zal het atoom met de grootste elektronegatieve waarde het hardst aan het gedeelde elektronenpaar trekken (hier zuurstof). De kracht van zuurstof zal echter niet voldoende zijn om het elektron volledig naar zich toe te trekken, anders ontstaat een ionbinding, het elektronenpaar ligt gewoon iets meer naar zuurstof toe dan naar zwavel.
Wanneer de overgang wordt gemaakt van covalente binding naar ionbinding is afhankelijk van het verschil in elektronegatieve waarde. Bij een ionbinding ligt dit tussen de 1,6 en 3,3. Voor een covalente binding tussen de 0 en 1,6.
Als een stof veel waterstofbruggen bevat, wat voor effect heeft dat dan op de verbrandingswarmte van die stof?
Waterstofbruggen zijn zeer sterke verbindingen, bij gevolg zal je dus veel energie moeten toevoegen om deze te verbreken. Dit wil zeggen een hogere verbrandingstemperatuur.
Geplaatst op 23 oktober 2011 - 19:16
Bedankt voor jullie informatie! We zijn alweer een stapje verder, met de bronnen en ook met de waterstofbruggen. Het begint steeds meer te dagen.
Op Wikipedia heb ik veel gelezen over orbitalen. Ik snap een beetje waar het om gaat (zoals ik het nu snap, is een orbitaal het gebied waarin een elektron rondom een atoom voornamelijk rondcirkelt), maar wat hebben orbitalen precies te maken met het ontstaan van covalente bindingen?
Geplaatst op 23 oktober 2011 - 20:00
Op Wikipedia heb ik veel gelezen over orbitalen. Ik snap een beetje waar het om gaat (zoals ik het nu snap, is een orbitaal het gebied waarin een elektron rondom een atoom voornamelijk rondcirkelt),
Een elektron maakt eigenlijk geen cirkelbewegingen, maar zijn baan wordt beschreven aan de hand van een (ingewikkelde) golfvergelijking. Een orbitaal is een visuele voorstelling waarvan je mag zeggen dat een elektron zich met 90% kans in deze sferische vorm bevindt. Hoe jouw orbitaal er precies uitziet (halter of bol of ...) is eigenlijk enkel en alleen afhankelijk van de uitkomst van die wiskundige vergelijking.
maar wat hebben orbitalen precies te maken met het ontstaan van covalente bindingen?
Als twee orbitalen overlappen spreekt men van een covalente binding. Zie het voorbeeldje hieronder.
Geplaatst op 23 oktober 2011 - 21:54
Beste Kravitz, ontzettend bedankt! Ik leer steeds meer.
Voor mijn profielwerkstuk vergelijk ik een paar alkanolen, namelijk methanol, ethanol, propanol, isopropanol en butanol. Deze stoffen hebben respectievelijk steeds grotere moleculen. Die bestaan dus uit steeds meer bindingen. Het is mijn bedoeling om het verschil in verbrandingswarmte tussen de verschillende stoffen te verklaren. Hiertoe hebben we ook al een deel van ons practicum uitgevoerd, waardoor we weten dat ethanol een grotere verbrandingswarmte heeft dan methanol (dit is natuurlijk ook gewoon op te zoeken in Binas etc., maar we wilden een practicum aan het profielwerkstuk toevoegen). Nou vraag ik me af, waarom komt er meer energie vrij bij het verbranden van stoffen met grotere moleculen (dat is althans het vermoeden dat wij nu hebben)?
Als een stof met moleculen, met meer bindingen, verbrand wordt, dan worden er ook meer bindingen verbroken en het verbreken van deze bindingen kost energie. Hoe kan het dan dat er bij het verbranden hiervan toch meer netto energie ontstaat?
Ik ben erg nieuwsgierig naar een antwoord.
Geplaatst op 23 oktober 2011 - 22:37
De energie komt vrij doordat nieuwe verbindingen worden gevormd, doorgaans H2O en CO2. Het vormen van bindingen levert energie op.
Hoe meer atomen er in een molecuul zitten, hoe meer van deze verbindingen gevormd kunnen worden, en hoe meer energie er netto vrij zal komen.
Let wel, daarbij gaat het om meer energie per molecuul, of per hoeveelheid stof. De hoeveelheid energie per massa-eenheid is een ander verhaal!
Geplaatst op 24 oktober 2011 - 11:23
Het binden van energie levert dan wel energie op, maar het stukmaken van de bindingen van de brandstofmoleculen heeft toch ook energie gekost? Hoe kan er dan netto energie ontstaan?
Bevat één molecuul minder bindingen dan meerdere moleculen, die samen evenveel atomen hebben, waardoor er bindingen worden gevormd?
Geplaatst op 24 oktober 2011 - 11:36
Nee, maar de ene binding (bijvoorbeeld C-H) vertegenwoordigt nu eenmaal een andere hoeveelheid energie dan de ander (bijvoorbeeld O-H). Die hoeveelheid energie, de bindingsenthalpie, staat voor een heel aantal bindingen in Binas.
Waar het op neer komt is dat er minder energie in moet om de bindingen in de brandstof te verbreken dan er uitgaat door het vormen van de verbrandingsproducten.
Is deze stof (over enthalpieën) niet behandeld?
Geplaatst op 24 oktober 2011 - 12:04
De stof over enthaplieën is niet behandeld in de les, maar ik zal er achteraan gaan.
ik heb hier: http://www.wetenscha...showtopic=86178 al een onderdeel van dit forum gevonden dat me wel handig lijkt.
Geplaatst op 24 oktober 2011 - 12:59
Op dit forum staan talloze "huiswerk"-topics aangaande het berekenen van reactie-enthalpieën. Lees daar eens rustig doorheen, ik denk dat je er veel aan zult hebben.
Geplaatst op 24 oktober 2011 - 16:37
Marko schreef (op 24 October 2011, 11:36):
"Nee, maar de ene binding (bijvoorbeeld C-H) vertegenwoordigt nu eenmaal een andere hoeveelheid energie dan de ander (bijvoorbeeld O-H). Die hoeveelheid energie, de bindingsenthalpie, staat voor een heel aantal bindingen in Binas."
Neem nou de verbrandingsreactie van methanol:
Ik heb een poging gedaan om zowel voor als na de pijl het aantal bindingen op te tellen. Ik heb de bindingsenergiewaarden uit Binas vermenigvuldigd met het aantal bindingen per molecuul en met het aantal moleculen in de reactievergelijking, en zowel van de verbroken als van de gevormde moleculen de Joules opgeteld en ik kom hierop uit:
Benodigd om bindingen methanolmoleculen en zuurstofmoleculen te verbreken:
2(3*4.1+1*3.5+1*4.5)+3(4.98)=55.45*〖10〗^5 J/mol
Vrijkomende energie bij ontstaan van water- en koolstofdioxidemoleculen:
2(2*8.04)+4(2*4.635)=69.24*〖10〗^5 J/mol
Netto vrijgekomen energie door reactie:
69.24-55.45=13.79*〖10〗^5 J/mol
Volgens Binas, tabel 56, komt is de verbrandingwarmte van methanol echter 7.26*10^5 J/mol.
Op Wikipedia vind ik vervolgens de volgende zin, waardoor ik het helemaal niet meer snap:
"Zo wordt voor de C-O-binding in methanol een waarde van 382 kJ/mol (bij 298 K) gevonden tegen 365 kJ/mol in methylamine en 370 kJ/mol in ethaan."
Wie kan mij helpen? Is de verbrandingswarmte van bijvoorbeeld methanol te berekenen of zal ik het moeten doen met de waarden die ik in bijvoorbeeld Binas kan vinden?
Geplaatst op 24 oktober 2011 - 17:13
Je methode is op zich goed, maar de berekening die je doet geldt voor 2 mol methanol (kijk maar naar de reactievergelijking). Hoeveel is het dus per mol?
Zie je dat je waarde al een stuk dichter in de buurt komt? De rest van het verschil komt waarschijnlijk door verschillen in aggregatietoestand. Het maakt (voor de berekening en in de praktijk) immers uit of het water vrijkomt als waterdamp, of als vloeistof.
Dat waardes voor de bindingsenthalpie zijn een gemiddelde, of liever: een soort van richtwaarde. Ze kunnen per molecuul nog steeds behoorlijk verschillen. De waarde die op Wikipedia staat geldt specifiek voor methanol. Je kunt echter gewoon met de waarde uit Binas rekenen.
Om je echter een indruk te geven van de verschillen: In deze tabel zie je terug dat het verbreken van een C-O binding in methanol 93 kcal/mol kost (rare Amerikanen, rekenen nog steeds met duimen en voeten, en met calorieën: 1 kcal = 4.18 kJ), terwijl dat in ethanol 92 kcal/mol is, en de C-O binding in fenol 111 kcal/mol vertegenwoordigt.