Samenvatting
samenvatting hoofdstuk 2, Anorganische chemie: intermoleculaire krachten en gecondenseerde fasen
- Instelling
- Universiteit Gent (UGent)
samenvatting van hoofdstuk 2, Anorganische chemie gegeven in 1e bachelor aan UGent
[Meer zien]Voorbeeld 2 van de 5 pagina's
Voorbeeld 2 van de 5 pagina's
In winkelwagen
Voorbeeld van de inhoud
2) INTERMOLECULAIRE KRACHTEN EN GECONDENSEERDE FASEN2.1 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)
Dit zijn jouw voordelen als je samenvattingen koopt bij Stuvia:
Bewezen kwaliteit door reviews
Studenten hebben al meer dan 850.000 samenvattingen beoordeeld. Zo weet jij zeker dat je de beste keuze maakt!
In een paar klikken geregeld
Geen gedoe — betaal gewoon eenmalig met iDeal, Bancontact of creditcard en je bent klaar. Geen abonnement nodig.
Focus op de essentie
Studenten maken samenvattingen voor studenten. Dat betekent: actuele inhoud waar jij écht wat aan hebt. Geen overbodige details!
Veelgestelde vragen
Wat krijg ik als ik dit document koop?
Je krijgt een PDF, die direct beschikbaar is na je aankoop. Het gekochte document is altijd, overal en oneindig toegankelijk via je profiel.
Tevredenheidsgarantie: hoe werkt dat?
Onze tevredenheidsgarantie zorgt ervoor dat je altijd een studiedocument vindt dat goed bij je past. Je vult een formulier in en onze klantenservice regelt de rest.
Van wie koop ik deze samenvatting?
Stuvia is een marktplaats, je koop dit document dus niet van ons, maar van verkoper joliengommers. Stuvia faciliteert de betaling aan de verkoper.
Zit ik meteen vast aan een abonnement?
Nee, je koopt alleen deze samenvatting voor €3,69. Je zit daarna nergens aan vast.
Is Stuvia te vertrouwen?
4,6 sterren op Google & Trustpilot (+1000 reviews)
Afgelopen 30 dagen zijn er 69052 samenvattingen verkocht
Opgericht in 2010, al 15 jaar dé plek om samenvattingen te kopen