Resume
Samenvatting Moleculaire Principes deel 2
- Cours
- Établissement
Deze samenvatting bevat informatie uit de colleges van het vak Moleculaire Principes deel 2 van de studie Farmaceutische Wetenschappen.
[Montrer plus]
Vendeur
S'abonner
danielleband
Avis reçus
Aperçu du contenu
Samenvatting Moleculaire Principes deel2
College A
𝑘
Wet van Boyle: V = 𝑃
Wet van Charles: V = bT
Wet van Avogrado: V = an
Ideale gaswet: PV = nRT
→ R = universele gas constante = 0,08206 L atm/K/mol
→ P = druk in atm
→ n = deeltjes in mol
→ V = volume in L
→ T = temperatuur in K
Eerste hoofdwet Thermodynamica: Energie kan worden overgegeven van het ene naar het andere
product, maar het kan niet verloren gaan.
Potentiele energie hangt af van de positie.
Kinetische energie hangt af van de beweging.
Bij een exotherme reactie wordt de potentiele energie in de chemische bindingen overgezet in
thermische energie in de vorm van warmte.
Bij een endotherme reactie is er energie nodig om de reactie te laten verlopen.
De interne energie van een systeem wordt weergegeven als de som van de kinetische en potentiele
energieën van alle deeltje in het systeem.
ΔE = q + w
q = de warmte is J
w = arbeid
→ ΔE < 0 = exotherm
→ ΔE > 0 = endotherm
𝑭
P=𝑨
Arbeid = kracht x afstand = F x Δh = P x ΔV
ΔV = A x Δh
W = -PΔV
H = E + PV
H = enthalpie
E = interne energie
P = druk
V = volume
,ΔH = q
→ Geldt voor constante druk en de enige arbeid komt van de verandering in volume.
ΔH = H product – H reactanten
𝑮𝒆𝒂𝒃𝒔𝒐𝒓𝒃𝒆𝒆𝒓𝒅𝒆 𝒘𝒂𝒓𝒎𝒕𝒆
C = 𝒕𝒐𝒆𝒏𝒂𝒎𝒆 𝒊𝒏 𝒕𝒆𝒎𝒑𝒆𝒓𝒂𝒕𝒖𝒖𝒓
→ C = warmte capaciteit in J/graden C/g
Energie die vrij komt bij de reactie = energie geabsorbeerd bij de oplossing = warmte capaciteit x
massa van de oplossing x toename in temperatuur.
ΔE = ΔH = q
→ Bij constante druk en ΔV = 0 → er is dan geen arbeid
Energie die vrij komt bij de reactie = temperatuur toename x energie die nodig is om de
temperatuur met 1 graad celcius te laten veranderen
= ΔT x warmte capaciteit van de calorimeter
→ warmte capaciteit van de calorimeter = 11,3 KJ/graad Celcius
ΔH netto = ΔH1 + ΔH2 + …
Twee karakteristieken van ΔH:
1. Als de reactie wordt omgedraaid, draaien alle tekens van ΔH ook om.
2. De grootte van ΔH is rechtevenredig met de hoeveelheden reactanten en producten. Als de
coëfficiënt in een gebalanceerde reactie worden vermenigvuldigd met een geheel getal,
wordt de waarde van ΔH vermenigvuldigd met hetzelfde gehele getal.
Een proces is spontaan als de reactie plaatsvindt zonder hulp.
De verandering in de entropy (S) van het universum voor een gegeven proces is een meting van de
drijvende kracht achter dat proces.
→ Als een proces spontaan is neemt het toe in entropy
De kans op een bepaalde opstelling (toestand, hangt af van het aantal manieren (microstates)
waarop die opstelling kan worden bereikt.
𝑵!
Aantal microstaten =
𝑳!𝑹!
→ N = het aantal moleculen
→ L = het aantal moleculen in de linker bol
→ R = het aantal moleculen in de rechter bol
#𝒎𝒊𝒄𝒓𝒐𝒔𝒕𝒂𝒕𝒆𝒔 (𝒈𝒊𝒗𝒆𝒏 𝒂𝒓𝒂𝒏𝒈𝒆𝒎𝒆𝒏𝒕)
#𝒎𝒊𝒄𝒓𝒐𝒔𝒕𝒂𝒕𝒆𝒔 (𝒎𝒐𝒓𝒔𝒕 𝒑𝒓𝒐𝒃𝒂𝒃𝒍𝒆 𝒂𝒓𝒓𝒂𝒏𝒈𝒆𝒎𝒆𝒏𝒕)
vs fractie in de rechter bol
, College B
Elektronegativiteit = het vermogen van een atoom in een molecuul om gedeelde elektronen naar
zichzelf aan te trekken.
EN(X) – EN(H) = 0,102 √𝜟
Als het verschil in elektronegativiteit tussen twee gebonden atomen 0 is, dan is er een covalente
bond. Neemt het verschil in elektronegativiteit toe, dan wordt de binding meer polair en ontstaat er
een ion-binding.
Dipoolmoment (Cm) = μ = QR
→ Q = grootte van de lading
→ R = afstand
1 D = 3,336 x 10−30 Cm
Als twee niet-metalen met elkaar reageren vormen ze een covalente binding en delen ze elektronen.
Als een niet-metaal reageert met een metaal vormen ze een ion-binding en geeft de een elektronen
aan de ander.
Hoe hoger het atoomnummer in het periodieksysteem, hoe groter het atoom zelf is. Kortom, hoe
meer elektronen, hoe groter het atoom.
Isoelectronic ions = ionen met hetzelfde aantal elektronen.
𝑔𝑒𝑚𝑒𝑡𝑒𝑛 𝑑𝑖𝑝𝑜𝑜𝑙𝑚𝑜𝑚𝑒𝑛𝑡 𝑣𝑎𝑛 𝑥−𝑦
Percentage ionisch karakter van een binding = x 100%
𝑏𝑒𝑟𝑒𝑘𝑒𝑛𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑝𝑜𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑚𝑒𝑛𝑡 𝑣𝑎𝑛 𝑥 + 𝑦 −
→ Alle deeltjes met een ionisch karakter van meer dan 50% worden gezien als ionische vaste stoffen.
Bij Lewis structuren wordt alleen gekeken naar de valentie elektronen.
Opschrijven van Lewis structuren:
1. Tel de valentie elektronen bij elkaar op.
2. Gebruik een set van elektronen om een binding te vormen tussen elke set gebonden atomen.
3. Schik de resterende elektronen om te voldoen aan de duetregel voor waterstof en de
octetregel voor elementen van de tweede rij.
Resonantie wordt gebruikt wanneer er meer dan een mogelijke Lewis structuren kunnen worden
gemaakt voor een bepaald molecuul.
Lewis structuren en de Octet Regel:
1. De tweede rij elementen C, N, O, F moeten altijd voldoen aan de octet regel.
2. De tweede rij elementen B en Be hebben soms minder dan 8 elektronen in de buitenste schil.
Deze zijn erg reactief.
3. In de tweede rij elementen overschrijf nooit de octet regel, aangezien ze alleen de 2s en 2p
orbital hebben.
4. In de derde rij elementen kunnen de atomen wel de octet regel overschrijden want ze
hebben nog een d orbital.
5. Als je de Lewis structuren maakt, maak dan eerst enkele bindingen tussen alle atomen.
Vervolgens kan je volgens de octetregel de extra bindingen plaatsen. Als er elektronen
overblijven nadat er aan de octet regel is voldaan, plaats de overgebleven elektronen in de d
orbital.
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 danielleband. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €5,92. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
Peut-on faire confiance à Stuvia ?
4.6 étoiles sur Google & Trustpilot (+1000 avis)
72042 résumés ont été vendus ces 30 derniers jours
Fondée en 2010, la référence pour acheter des résumés depuis déjà 14 ans