Summary
samenvatting hoofdstuk 2, Anorganische chemie: intermoleculaire krachten en gecondenseerde fasen
- Course
- Institution
samenvatting van hoofdstuk 2, Anorganische chemie gegeven in 1e bachelor aan UGent
[Show more]
Seller
Followjoliengommers
Reviews received
Content preview
2) INTERMOLECULAIRE KRACHTEN EN GECONDENSEERDE FASEN2.1 Intermoleculaire aantrekkingskrachten
bij elke temperatuur:
• moleculen bezitten bepaalde gemiddelde kinetische energie (thermische energie) ->
neemt toe met temperatuur dus moleculen kunnen los van elkaar bewegen
->voldoende hoog : kinetische energie > attractie-energie -> gastoestand
->afkoelen: energie daalt, attractie tussen moleculen belangrijk -> vloeistoffase
->verder afkoelen: attractiekracht overheerst, deeltjes kristalliseren uit -> vaste toestand
beweging beperkt tot vibraties rond de roosterpunten
toestand bepaald door intermoleculaire krachten en kinetische energie
• onderlinge aantrekkingskracht tussen moleculen, sterkte afhankelijk van aard van
moleculen
• intermoleculaire krachten en intramoleculaire krachten bepalen hoe moleculen
interageren -> hebben invloed op het systeem
intermoleculaire krachten: krachten tussen moleculen of deeltjes onderling
intramoleculaire krachten: krachten binnenin de moleculen (bv.: covalente binding)
2.1.1 dipool-dipoolkrachten
• ontstaan tussen polaire moleculen (bv.: H-Cl)
• partieel positieve kant aangetrokken door partieel negatieve kant
->moleculen ordenen zich netjes
binaire molecule: polariteit voorspellen met verschil in elektronegativiteit
meeratomige molecule: polariteit + rangschikking van niet-bindende elektronenparen +
geometrie van molecule belangrijk
->symmetrisch
->dipoolmoment p grootst bij vrij elektronenpaar
->asymmetrisch
2.1.2 Londonkrachten (dispersiekrachten)
-> bij alle moleculen:
• apolaire moleculen (geen permanent dipoolmoment)
• polaire moleculen (permanent dipoolmoment)
hoe groter moleculen, hoe omvangrijker elektronenwolk, des te makkelijk onderhevig aan
distortie -> london of dispersiekracht neemt toe met afmeting van de molecule
dipool-dipoolkrachten < Londonkrachten < H-brug
intermoleculaire krachten << intramoleculaire krachten
oorsprong in beweging van elektronen:
zwaartepunt + lading valt niet meer samen met zwaartepunt – lading
->ontstaan v kortstondige dipool in molecule
->die dipool kan een dipool induceren in omringende moleculen -> dipolen trekken elkaar aan
(aantrekkingskracht is oorzaak van de Londonkracht)
, 2.1.3 De waterstofbrug
= heel sterke dipool-dipoolkracht
in H-verbindingen met sterk elektronegatieve elementen F, N, O -> oefenen zo’n sterke
aantrekking uit op bindend elektronenpaar dat partiële lading op elektron heel groot is
->sterke aantrekking tussen H+ en vrije elektronenpaar van elektronegatieve element van 2e
molecule
->gevolg: intermoleculaire reactie
kookpunten van deze verbindingen vallen veel hoger uit dan verwacht op basis van de
Londonkrachten
• H-brugsterkte
ruitstructuur met daartussen holle, luchtledige ruimtes
isolerend: hierdoor vissen overleven onderaan vijvers bij koude
ijs kan drijven op vloeibaar water
• ook mogelijk tussen identieke moleculen X-H…Y
->sterker naarmate
elektronegativiteit van X toeneemt (N<O<F)
afmeting van Y kleiner is
water: per molecule dubbel zoveel H-bruggen mogelijk waardoor kookpunt hoger uitvalt dan dit
van HF want FH brug is sterker dan OH brug
• oorzaak van tetraëdrische rangschikking door H-atomen rond O in ijs en aldus van de
open structuur en kleinere dichtheid van ijs t.o.v. vloeibaar water
->oplosbaarheid sommige O, N, F valt zeer hoog uit in water
->organische bestanddelen, gekenmerkt door een (hydrofobe) koolstofwaterketen lossen niet
op in water
->aanwezigheid klein aantal amine- of hydroxylgroepen wordt oplosbaarheid verhoogd
• oorzaak waarom grote moleculen (veel O-H) groepen goed mengbaar/oplosbaar zijn in
water
->H-brugvorming belangrijke rol in moleculen levende wezens (celdeling en synthese
van proteïnen)
The benefits of buying summaries with Stuvia:
Guaranteed quality through customer reviews
Stuvia customers have reviewed more than 700,000 summaries. This how you know that you are buying the best documents.
Quick and easy check-out
You can quickly pay through credit card or Stuvia-credit for the summaries. There is no membership needed.
Focus on what matters
Your fellow students write the study notes themselves, which is why the documents are always reliable and up-to-date. This ensures you quickly get to the core!
Frequently asked questions
What do I get when I buy this document?
You get a PDF, available immediately after your purchase. The purchased document is accessible anytime, anywhere and indefinitely through your profile.
Satisfaction guarantee: how does it work?
Our satisfaction guarantee ensures that you always find a study document that suits you well. You fill out a form, and our customer service team takes care of the rest.
Who am I buying these notes from?
Stuvia is a marketplace, so you are not buying this document from us, but from seller joliengommers. Stuvia facilitates payment to the seller.
Will I be stuck with a subscription?
No, you only buy these notes for $3.96. You're not tied to anything after your purchase.
Can Stuvia be trusted?
4.6 stars on Google & Trustpilot (+1000 reviews)
50843 documents were sold in the last 30 days
Founded in 2010, the go-to place to buy study notes for 14 years now