2) INTERMOLECULAIRE KRACHTEN EN GECONDENSEERDE FASEN
2.1 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)
Les avantages d'acheter des résumés chez Stuvia:
Qualité garantie par les avis des clients
Les clients de Stuvia ont évalués plus de 700 000 résumés. C'est comme ça que vous savez que vous achetez les meilleurs documents.
L’achat facile et rapide
Vous pouvez payer rapidement avec iDeal, carte de crédit ou Stuvia-crédit pour les résumés. Il n'y a pas d'adhésion nécessaire.
Focus sur l’essentiel
Vos camarades écrivent eux-mêmes les notes d’étude, c’est pourquoi les documents sont toujours fiables et à jour. Cela garantit que vous arrivez rapidement au coeur du matériel.
Foire aux questions
Qu'est-ce que j'obtiens en achetant ce document ?
Vous obtenez un PDF, disponible immédiatement après votre achat. Le document acheté est accessible à tout moment, n'importe où et indéfiniment via votre profil.
Garantie de remboursement : comment ça marche ?
Notre garantie de satisfaction garantit que vous trouverez toujours un document d'étude qui vous convient. Vous remplissez un formulaire et notre équipe du service client s'occupe du reste.
Auprès de qui est-ce que j'achète ce résumé ?
Stuvia est une place de marché. Alors, vous n'achetez donc pas ce document chez nous, mais auprès du vendeur joliengommers. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €3,69. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
