Resume
Samenvatting Chemie
- Cours
- Chemie
- Établissement
- Katholieke Universiteit Leuven (KU Leuven)
Samenvatting van 53 pagina's voor het vak Chemie aan de KU Leuven (chemie 1e bachelor)
[Montrer plus]
Vendeur
S'abonner
Aperçu du contenu
Hoofdstuk 8: Gassen, vloeistoffen en vaste stoffen• We proberen een link te leggen tussen de interacties tussen moleculen op het moleculair niveau en
hun macroscopische eigenschappen (faseovergangen, aggregatietoestanden)
Aggregatietoestanden
• Bepaald door INTERmoleculaire krachten
zwakker dan intramoleculaire krachten
stof verdampen vergt minder energie dan bindingen breken, dus bij verandering van
aggregatietoestand -> molecule intact (meestal)
• Balans tussen kinetische energie en interactie tussen moleculen
Vast (c)
• Ekin << Einteractie
Vloeibaar (b)
• Ekin ≈ Einteractie
Gas (a)
• Ekin >> Einteractie
Faseovergangen
EXAMEN: opwarmen van ijs van negatieve temperatuur naar positieve temperatuur, 3 bijdragen voor
rekenen:
- Opwarmen van een blok ijs naar 0°C
- Smelten van het ijs bij 0°C
- Opwarmen van het water tot de temperatuur dat gevraagd is
Vraagstelling:
Blok ijs van … g in een beker van metaal van … g wordt op gewarmd van … °C tot … °C.
Zie vraag toledo H1, smeltenthalpie/verdampingsenthalpie terug te vinden in formularium
• Overgang van de ene naar de andere aggregatietoestand
• Reversibel, temperatuurseffect, evenwicht bij die T waar DG=0
• Spontaan in een richting bij een bepaalde temperatuur, niet spontaan in de andere richting bij
dezelfde temperatuur
,Intermoleculaire krachten
• Ion ion interacties (Coulombisch) enkel mogelijk wanneer we permanente ladingen op de
deeltjes hebben (positief of negatief)
o Zeer sterke interacties, bijgevolg hebben ionische stoffen een zeer hoog smeltpunt
o Wanneer we een vaste stof in een oplosmiddel brengen
o Polaire oplosmiddelen (grote waarde voor D, vb voor water 78) kunnen de aantrekking tussen
ladingen 'temperen' en ionische verbindingen of zouten doen oplossen
• Ion dipool interacties: ionen in oplossing
=> minder sterk dan ion-ion interacties
• Ion dipool interacties
Bij F-: water biedt zich anders aan, met waterstofatomen richting het anion
,Van der Waalskrachten:
• Dipool dipool interacties (permanente dipolen)
in vaste stoffen
in vloeistoffen/gassen
Samenvatting
Sterkte van krachten:
- Ion ion interacties
- Ion dipool interacties
- Van der Waals interacties (bestaan uit dipool dipool interacties
• Gelinkt aan polariteit van verbindingen
Deeltjes zijn even zwaar, maar toch ander kookpunt?
Voorbeeld van der Waals interactie:
• Dispersiekrachten of London krachten (enkel werkzaam op zeer korte afstand)
o apolaire moleculen hebben geen permanent dipoolmoment, toch kunnen ze vloeibaar en of vast
worden bij koelen (omdat er tussen heliumatomen dispersiekrachten zijn)
Tijdens het bewegen van elektronen komen er dipoolmomenten (als elektronen aan dezelfde
kant liggen)
, • Polariseerbaarheid stijgt als het aantal elektronen in een atoom stijgt of als het molecule groter
wordt
• De bijdrage van dispersiekrachten wordt groter met stijgende atoom- of molecuulafmetingen
• Aangezien afmetingen van een molecuul vaak samengaan met de massa ervan stellen we vast dat
dispersiekrachten toenemen met stijgende molaire massa
Hoe hoger de massa, hoe meer atomen, hoe meer elektronen, hoe groter de
polariseerbaarheid
Uitzondering:
• De moleculaire vorm (en het beschikbare oppervlak) kan ook een invloed hebben op de grootte van
de dispersiekrachten (vb pentaan vs neopentaan), zelfde massa, ander kookpunt
=> vorm bepaalt de polariseerbaarheid
Intermoleculaire krachten – waterstofbruggen
= speciale vorm van dipool dipool interacties
• Kookpunten van binaire verbindingen van elementen van groep 4A met H nemen toe afdalend in
de groep -> polariseerbaarheid en dispersiekrachten nemen toe
• Zelfde trend voor de zwaardere elementen van groepen 5A, 6A en 7A
• H2O, HF en NH3 veel hoger kookpunt dan verwacht op basis van massa
• Verklaring: waterstofbrug: attractie tussen een elektronenpaar op een elektronegatief element en
een waterstof op een elektronegatief element
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 mientjeleemans. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €10,49. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
Peut-on faire confiance à Stuvia ?
4.6 étoiles sur Google & Trustpilot (+1000 avis)
52510 résumés ont été vendus ces 30 derniers jours
Fondée en 2010, la référence pour acheter des résumés depuis déjà 14 ans