Water-2: Een trendbreuk in het Periodiek Systeem

   H₂O

In mijn vorige blog (Water-1: Trends in het Periodiek Systeem)  schatte ik dat het kookpunt van water, als je alleen naar trends kijkt, rond – 75^oC  zou liggen. Aangezien water bij 100 ^oC kookt,  is er duidelijk sprake van een trendbreuk. Er is iets speciaals aan de hand bij water.

Zoals in mijn vorige blog gezegd worden de elektronen (de ‘handen’) niet altijd gelijk verdeeld over de twee atomen die elkaar de hand geven en zo tot binding komen. Het zuurstofatoom in het watermolecuul trekt de twee handenparen (waar dus het elektron, de hand, van een waterstofatoom in zit) wat naar zich toe. De waterstofatomen zijn niet sterk genoeg om dat te voorkomen. Het gevolg is dat het zuurstofatoom wat elektrisch negatief geladen is en de waterstofatomen wat positief geladen. En aangezien plus en min elkaar aantrekken is een gedeelte (10-20%) van de bindingssterkte tussen het waterstofatoom en het zuurstofatoom in een watermolecuul deze +- aantrekking. De rest van de bindingssterkte wordt gevormd door het handenpaar.

Deze + en - ladingen geven ook de mogelijkheid voor binding tussen de watermoleculen onderling. Het positief geladen waterstofatoom van een watermolecuul wordt namelijk ook aangetrokken door het negatief geladen zuurstofatoom van een ander watermolecuul. (Er treedt ook een beetje ‘handreiking’ (10%) op*).

Een waterstofatoom is derhalve gebonden met (vooral) handengeven aan zijn ‘eigen’ zuurstofatoom en met (vooral) elektrostatische aantrekking met het zuurstofatoom van een ander watermolecuul. Eén waterstof-atoom vormt daarmee een brug tussen twee zuurstofatomen. Vandaar de naam ‘waterstofbrug’.

Een zuurstofatoom kan in totaal vier waterstofbruggen vormen: twee met behulp van zijn eigen waterstofatomen en twee met behulp van de waterstofatomen van andere watermoleculen.

             

In  ijs kennen alle zuurstofatomen bindingen naar vier andere zuurstofatomen via de waterstofbrug. In de bovenstaande schets is er maar één getekend.

        Dit is de reden dat  in ijs de hoek H-O-H groter is dan in waterdamp (waar die 104,5^o is, zie mijn vorige blog Water-1: Trends in het Periodiek systeem). Het gaat richting de 109,5^o:  de zgn. tetraederhoek, net zoals in methaan (CH₄) en diamant, zoals te zien is in het model van diamant hieronder. (Koolstof, de zwarte bollen, wil altijd graag vier keer een hand geven).  

Koolstofatomen in diamant

Dat is waarom  ijs en diamant bepaalde overeenkomsten hebben. Daarover in mijn volgende blog meer.

Als ijs smelt wordt er ongeveer 1/6 van het totale aantal waterstofbruggen verbroken. De meeste waterstofbruggen blijven intact. Dat betekent dat er per watermolecuul in water gemiddeld nog steeds 3,3 waterstofbruggen zijn. Dat is de reden dat het kookpunt van water zo onverwacht hoog is. Zelfs bij 100 ^oC is er gemiddeld nog steeds meer dan één waterstofbrug per watermolecuul. Zie daarvoor mijn volgende blog.

 *Voor insiders: de binding tussen het waterstofatoom met het zuurstofatoom van een ander watermolecuul heeft, naast de elektrostatische aantrekking naar de twee orbitals met ieder twee elektronen, een enigszins (10%) covalent karakter. Er is daarom sprake van sp³-hybridisatie, en dus de tetraederhoek, die echter niet helemaal gehaald wordt. Om daarvoor te compenseren kent de waterstofbrug een kleine hoek. Zodoende is in ijs het zuurstofatoom zelf wel tetraedrisch omringd met vier andere zuurstofatomen.

Dit was deel 2 in mijn uit 3 blogs bestaande mini-serie over water.

Voor cursussen, training en bijles scheikunde bezoek mijn website: www.chemieonderdeknie.nl

.