Summary
scheidingsmethoden samenvatting
- Course
- Institution
In deze samenvatting staat alles wat tijdens de lessen aan bod is gekomen. Hierin zijn ook oefenopgaves van een zuur/base reactie.
[Show more]
Seller
Follow
xMelanyA
Content preview
Samenvatting scheidingsmethoden:Wat zijn de verschillen tussen de verschillende fasen?
De afstand tussen de deeltjes en kinethische energie.
Vast: Deeltjes netjes naast elkaar en weinig kinetsche energie.
Vloeibaar: Deeltjes iets verder uit elkaar en hogere kinetsche energie.
Gas: Deeltjes zijn niet aan elkaar gebonden en hebben een erg hoge kinetsche energie.
Door middel van toenemende druk kan van een gas een vloeistof gemaakt worden en van een
vloeistof een gas en als de druk wordt afgenomen is er sprake van het omgekeerde. Door middel van
veranderde temperatuur kan een stof ook van fase veranderen.
Intermoleculaire krachten:
= tjdelijke aantrekkingskracht tussen moleculen. Deze zijn niet zo sterk als de krachten die de
atomen van deze moleculen bij elkaar houden (intramoleculair).
Zorgen voor het kook- en smeltpunt, dampdruk van de stof en de viscositeit (stroperigheid) van een
stof. Hoe hoger de intermoleculaire krachten, dus een sterkere afniteit, des te hoger het kook- of
smeltpunt van een stof.
Bij hoge elektronegatviteit ((FOCl) van bepaalde atomen worden de elektronen naar de kern van dit
atoom getrokken, waardoor er een deellading ontstaat.
Intermoleculaire kracht Voorbeeld Energie (kJ/mol)
1. Ion-dipool Oa+ en HCl 40 - 600
2. Dipool-dipool forces HCl en HCl 5 - 25
3. London dispersion forces C6H14 en C6H14 0,05 - 40
4. Waterstofruggen CH3FH en CH3FH 1 - 150
(Soort van dipool-dipool)
Ion-dipool interacties:
= interacte tussen een polair molecuul en een ion.
Voorbeelden:
CH3FH in water?
Kan geen ion vormen, dus geen ion-dipool
Ca(OF3)2 in water?
Ca+ en OF32- met water, dus ion-dipool
Dipool-Dipool interacties:
= aantrekkingskracht tussen +- kanten van moleculen en
afstotng van ++ en - - tussen moleculen. Hierdoor is deze
verbinding minder sterk. Deze verbindingen zijn alleen
van toepassing als de moleculen dicht bij elkaar zijn.
Moleculen met ongeveer dezelfde massa en groote
zorgen ervoor dat de intermoleculaire kracht wordt
vergroot als de polariteit ook vergroot wordt.
London dispersie krachten:
, = een tjdelijk dipoolmoment (heel kort) die aanwezig is in alle moleculen.
Polariseerbaarheid in mate waarin elektronen aan een kant van het molecuul ziten.
Grote polariseerbaarheid als in een groot molecuul een groot aantal elektronen naar een kant hellen.
De vorm van het molecuul heef ook invloed, zoals het oppervlak en het kookpunt.
Waterstofbruggen:
= dipool-dipool interacte als een H gebonden is aan een erg elektronegatef atoom, zoals (, F, O.
Water heef in vaste vorm een kleinere dichtheid dan de vloeibare fase.
Viscositeit:
= de stroperigheid van een vloeistof.
Bij een verhoogde temperatuur wordt de vloeistof minder stroperig.
Oppervlakte spanning:
= een kracht die naar binnen werkt als een vloeistof op een oppervlakte ligt, bijvoorbeeld druppels
op een auto.
Ligt aan de moleculaire krachten.
De beste oplosstof is dichloormethaan, daarna HCL of OaFH gebruiken.
Halogenen zijn zwaarder dan water dus zakt onder in de scheidsrechter. >> base gaat naar de HCl
laag. Base is gescheiden. Zuur en neutrale stof ziten nog bij elkaar.
Hierna OaFH toevoegen. O blijf ziten in de Dichloormethaan laag en het zuur in de OaFH laag.
Dus,
HCl >> Base
Dichloormethaan >> Oeutraal
OaFH >> zuur
Faseveranderingen:
Endotherme veranderingen: Verdampen, sublimeren en smelten
Exotherme veranderingen: Condenseren, bevriezen en rijpen.
Heat of fusion:
De energie die nodig is om van de vaste fase naar vloeibaar te gaan.
Heat of vaporisaton:
De energie die nodig is om van de vloeibare fase naar gas te gaan.
Waarom is ∆VapH > ∆FusH?
Fmdat de moleculen van een bepaalde stof bij heat of vaporisaton verder uit elkaar moeten dan bij
heat of fusion. Dit kost dus meer energie.
Heating curves:
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 xMelanyA. Stuvia facilitates payment to the seller.
Will I be stuck with a subscription?
No, you only buy these notes for $3.20. You're not tied to anything after your purchase.
Can Stuvia be trusted?
4.6 stars on Google & Trustpilot (+1000 reviews)
53068 documents were sold in the last 30 days
Founded in 2010, the go-to place to buy study notes for 14 years now