Samenvatting
scheidingsmethoden samenvatting
- Instelling
- Avans Hogeschool (Avans)
In deze samenvatting staat alles wat tijdens de lessen aan bod is gekomen. Hierin zijn ook oefenopgaves van een zuur/base reactie.
[Meer zien]Voorbeeld 2 van de 6 pagina's
Voorbeeld 2 van de 6 pagina's
In winkelwagengesponsord bericht van onze partner
Verkoper
Volgen
Voorbeeld van de inhoud
Samenvatting scheidingsmethoden:Wat zijn de verschillen tussen de verschillende fasen?
De afstand tussen de deeltjes en kinethische energie.
Vast: Deeltjes netjes naast elkaar en weinig kinetsche energie.
Vloeibaar: Deeltjes iets verder uit elkaar en hogere kinetsche energie.
Gas: Deeltjes zijn niet aan elkaar gebonden en hebben een erg hoge kinetsche energie.
Door middel van toenemende druk kan van een gas een vloeistof gemaakt worden en van een
vloeistof een gas en als de druk wordt afgenomen is er sprake van het omgekeerde. Door middel van
veranderde temperatuur kan een stof ook van fase veranderen.
Intermoleculaire krachten:
= tjdelijke aantrekkingskracht tussen moleculen. Deze zijn niet zo sterk als de krachten die de
atomen van deze moleculen bij elkaar houden (intramoleculair).
Zorgen voor het kook- en smeltpunt, dampdruk van de stof en de viscositeit (stroperigheid) van een
stof. Hoe hoger de intermoleculaire krachten, dus een sterkere afniteit, des te hoger het kook- of
smeltpunt van een stof.
Bij hoge elektronegatviteit ((FOCl) van bepaalde atomen worden de elektronen naar de kern van dit
atoom getrokken, waardoor er een deellading ontstaat.
Intermoleculaire kracht Voorbeeld Energie (kJ/mol)
1. Ion-dipool Oa+ en HCl 40 - 600
2. Dipool-dipool forces HCl en HCl 5 - 25
3. London dispersion forces C6H14 en C6H14 0,05 - 40
4. Waterstofruggen CH3FH en CH3FH 1 - 150
(Soort van dipool-dipool)
Ion-dipool interacties:
= interacte tussen een polair molecuul en een ion.
Voorbeelden:
CH3FH in water?
Kan geen ion vormen, dus geen ion-dipool
Ca(OF3)2 in water?
Ca+ en OF32- met water, dus ion-dipool
Dipool-Dipool interacties:
= aantrekkingskracht tussen +- kanten van moleculen en
afstotng van ++ en - - tussen moleculen. Hierdoor is deze
verbinding minder sterk. Deze verbindingen zijn alleen
van toepassing als de moleculen dicht bij elkaar zijn.
Moleculen met ongeveer dezelfde massa en groote
zorgen ervoor dat de intermoleculaire kracht wordt
vergroot als de polariteit ook vergroot wordt.
London dispersie krachten:
, = een tjdelijk dipoolmoment (heel kort) die aanwezig is in alle moleculen.
Polariseerbaarheid in mate waarin elektronen aan een kant van het molecuul ziten.
Grote polariseerbaarheid als in een groot molecuul een groot aantal elektronen naar een kant hellen.
De vorm van het molecuul heef ook invloed, zoals het oppervlak en het kookpunt.
Waterstofbruggen:
= dipool-dipool interacte als een H gebonden is aan een erg elektronegatef atoom, zoals (, F, O.
Water heef in vaste vorm een kleinere dichtheid dan de vloeibare fase.
Viscositeit:
= de stroperigheid van een vloeistof.
Bij een verhoogde temperatuur wordt de vloeistof minder stroperig.
Oppervlakte spanning:
= een kracht die naar binnen werkt als een vloeistof op een oppervlakte ligt, bijvoorbeeld druppels
op een auto.
Ligt aan de moleculaire krachten.
De beste oplosstof is dichloormethaan, daarna HCL of OaFH gebruiken.
Halogenen zijn zwaarder dan water dus zakt onder in de scheidsrechter. >> base gaat naar de HCl
laag. Base is gescheiden. Zuur en neutrale stof ziten nog bij elkaar.
Hierna OaFH toevoegen. O blijf ziten in de Dichloormethaan laag en het zuur in de OaFH laag.
Dus,
HCl >> Base
Dichloormethaan >> Oeutraal
OaFH >> zuur
Faseveranderingen:
Endotherme veranderingen: Verdampen, sublimeren en smelten
Exotherme veranderingen: Condenseren, bevriezen en rijpen.
Heat of fusion:
De energie die nodig is om van de vaste fase naar vloeibaar te gaan.
Heat of vaporisaton:
De energie die nodig is om van de vloeibare fase naar gas te gaan.
Waarom is ∆VapH > ∆FusH?
Fmdat de moleculen van een bepaalde stof bij heat of vaporisaton verder uit elkaar moeten dan bij
heat of fusion. Dit kost dus meer energie.
Heating curves:
Voordelen van het kopen van samenvattingen bij Stuvia op een rij:
Verzekerd van kwaliteit door reviews
Stuvia-klanten hebben meer dan 700.000 samenvattingen beoordeeld. Zo weet je zeker dat je de beste documenten koopt!
Snel en makkelijk kopen
Je betaalt supersnel en eenmalig met iDeal, creditcard of Stuvia-tegoed voor de samenvatting. Zonder lidmaatschap.
Focus op de essentie
Samenvattingen worden geschreven voor en door anderen. Daarom zijn de samenvattingen altijd betrouwbaar en actueel. Zo kom je snel tot de kern!
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 xMelanyA. Stuvia faciliteert de betaling aan de verkoper.
Zit ik meteen vast aan een abonnement?
Nee, je koopt alleen deze samenvatting voor €2,99. Je zit daarna nergens aan vast.
Is Stuvia te vertrouwen?
4,6 sterren op Google & Trustpilot (+1000 reviews)
Afgelopen 30 dagen zijn er 52510 samenvattingen verkocht
Opgericht in 2010, al 14 jaar dé plek om samenvattingen te kopen