Resume
Samenvatting leereenheid 3 scheikunde voor milieuwetenschappen 1 (NB0502)
- Cours
- Établissement
samenvatting van leereenheid 3 scheikunde voor milieuwetenschappen 1 (NB0502)
[Montrer plus]
Vendeur
S'abonner
esmeelooijen
Aperçu du contenu
Hoofdstuk 3 stoffen: structuur en eigenschappenGassen
De ideale gaswet
In een gas bewegen moleculen trillend en ongeordend door elkaar heen
brownsebeweging\
- In afgesloten ruimte botsen moleculen tegen de wanden en oefenen dus kracht
uit hierop gemiddelde kracht = druk van het gas.
Er zijn een aantal factoren die de druk van een gas beïnvloeden:
- Druk van een gas is afhankelijk van de temperatuur
o Hoe hoger temperatuur, des te sneller moleculen gaan bewegen en druk
hoger wordt
- Als volume van de ruimte verandert dan verandert ook de druk
o Als volume kleiner wordt, dan wordt de druk groter
- Druk kan ook veranderen door meer gas aan de ruimte toe te voegen
o dus aantal mol gas verhogen
afhankelijkheid van deze factoren wordt beschreven met de ideale gaswet: pV = nRT
- p = druk in atmosfeer (atm) of pascal (Pa)
- V = volume in liter
- T = Temperatuur in Kelvin
- n = aantal mol gas
- R = gasconstante (8,31 J mol-1 K-1)
Ideale gaswet beschrijft gedrag van een ideaal gas hypothetisch gas waarvan de
moleculen puntvormig zijn (geen volume hebben) en geen interactie met elkaar
hebben.
- zolang druk gas niet te hoog wordt (105 Pa of lager) kunnen we ideale gaswet
gebruiken.
Molair volume
uit ideale gaswet volgt dat, bij een bepaalde temperatuur en druk 1 mol gas een vast
volume inneemt molair volume.
Het berekenen molair volume kan als volgt:
- Er worden twee situaties met elkaar vergleken.
- in situatie 1 dan bij T van 273 kelvin, met volume 22,4 L en 1 mol gas
- V2 kan dan berekend worden
Gasmengsels
Gassen in mengsel gedragen zich fysisch als één gas, als ze niet met elkaar reageren
De totale druk van een gasmengsel = som van afzonderlijke drukken
, - Druk van één van de gassen uit mengsel heet de partiële druk van dat gas
- Er geldt: p = pA + pb + …
We kunnen de partiële druk van een component uitdrukken in de totale druk van het
mengsel door de molfractie van de component te gebruiken
- Molfractie = aantal mol van component als fractie van totaal aantal mol gas in
mengsel
- In een gasmengsle
waar componenten A B
en C aanwezig zijn is de
molfractie (XA) van
component A:
- Relatie tussen de partiële druk en molfractie vinden we nu door de partiële druk
van een component A uit te drukken volgens de ideale gaswet:
- Uit formule blijkt dat de partiële druk van een gas A in een gasmengsel gelijk is
aan de molfractie van gas A vermenigvuldigd met de totale druk van het mengsel
Vloeistoffen en vaste stoffen
Intermoleculaire krachten
Intermoleculaire kracht slaat op de aantrekkende krachten tussen moleculen
onderling in moleculaire stoffen
- Tegenhanger is intramoleculaire krachten waarmee we de krachten tussen
covalent gebonden atomen in moleculen bedoelen.
- Intermoleculaire kracht is veel zwakker dan ionbinding, metaalbinding en
atoombinding
Intermoleculaire krachten oorzaak verschillende kook-en smeltpunten van
moleculaire stoffen hoe sterker intermoleculaire krachten, des te hoger kookpunt
Intermoleculaire krachten zijn het gevolg van vanderwaalskrachten:
Dipool-dipoolkrachten
- Treden op tussen polaire moleculen oriënteren zich zo dat tegengestelde polen
naar elkaar toewijzen = orientatie-effect.
- Is het sterkst als moleculen niet te veel bewegen (lage temperatuur) en dicht
tegen elkaar aanliggen in vaste stoffen sterker dan in vloeistoffen
, Dipool-geïnduceerde dipoolkrachten
- Polair molecuul kan bij een ander molecuul een ladingsverschuiving induceren
ontstaan tijdelijk nieuwe dipool = geïnduceerde dipool
- Grootte van geïnduceerde dipool hangt af van:
o Grootte permante dipool
o Polariseerbaarheid van het molecuul
- polariseerbaarheid neemt toe met grootte van elektronenwolk, hoe groter wolk
hoe sterker geïnduceerd dipool statische polarisatie: vervorming
elektronenwolk
- Dipool-geïnduceerde dipoolkrachten treden alleen naast de dipool-
dipoolkrachten.
- Moleculen moeten dicht bij elkaar liggen alleen in vaste stoffen
London-dispersiekrachten
- Komen altijd tussen alle deeltjes voor bij apolaire moleculen enige
vanderwaalskracht die optreedt
- Aantrekkende krachten zijn gevolg van de bewegingen van elektronen in de
elektronen wolk van de atomen
- gevolg van bewegingen is dat wolk tijdelijk gepolariseerd raakt hierdoor kan
een atoom dan bij een ander atoom een dipool induceren
- werken over zeer korte afstand en grootte is ook afhankelijk van
polariseerbaarheid van de deeltjes dynamische polarisatie, heeft te maken
met beweging van lading van deeltjes.
- Eenvoudig kan je zeggen dat bij elk deeltje op een bepaald moment wel even een
dipool is, als elektronen toevallig zo zijn verdeeld rond kern dat er een
momentaan een ladingsverschil op treedt zo’n momentane geïnduceerde
dipool heeft dan een interactie met andere van ander deeltje
- Alle halogenen hebben apolaire moleculen die gebonden worden door London-
dispersiekrachten
Intermoleculaire krachten zijn ook het gevolg van waterstofbruggen
- Waterstofbrug treedt op als een waterstofatoom dat gebonden is aan een klein,
elektronegatief atoom (O, N, F) wordt aangetrokken door een vrij elektronenpaar
van O-, N- of F-atoom van een ander molecuul
- Is relatief sterk vergeleken met vanderwaalskrachten
- Stoffen die waterstofbruggen kunnen vormen, hebben daarom sterkere
intermoleculaire interacties dan stoffen die dat niet kunnen
Ion-dipoolkrachten interactie tussen polaire moleculen en ionen
- Oorzaak van dat zouten kunnen oplossen in polaire oplosmiddelen
- hydratatie = zouten oplossen in water
o ionen omringt met watermoleculen die zich oriënteren met de negatieve
kant naar een positief ion en met de positieve kant naar een negatief ion
o als hydratatiekrachten opwegen tegen roosterenergie zout dan zal
oplossen anders niet
- ook in andere polaire moleculen kunnen zouten oplossen, doordat ionen omringd
zijn door dipoolmoleculen = solvatatie
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 esmeelooijen. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €5,30. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
Peut-on faire confiance à Stuvia ?
4.6 étoiles sur Google & Trustpilot (+1000 avis)
62890 résumés ont été vendus ces 30 derniers jours
Fondée en 2010, la référence pour acheter des résumés depuis déjà 14 ans