Hoofdstuk 2: intermoleculaire krachten -
gecondenseerde fasen
1 Types intermoleculaire krachten
Intermoleculaire krachten: krachten tussen moleculen (deeltjes) onderling
Intramoleculaire krachten: krachten binnenin de moleculen
1.1 Dipool-dipoolinteractie krachten
Ontstaan tussen polaire moleculen: de partieel-positieve kant van de ene molecule wordt
aangetrokken door de partieel-negatieve kant van de andere moleculen
Voorbeelden:
1.2 Lodnonkrachten (dispersiekrachten)
Oorsprong in beweging van elektronen: een elektronenwolk kan voor een kort ogenblik
asymmetrisch verdeeld zijn → kortstondig dipoolmoment => aantrekkingskracht tussen deze
dipoolmomenten
Londonkrachten nemen toe met de afmeting van moleculen
1.3 De waterstofbrug
F, N of O oefenen een zeer sterke aantrekking uit op het bindende elektronenpaar dat de partiële
positieve lading op het proton zeer groot is → sterke aantrekking tussen het H en het vrije
elektronenpaar van het negatieve element
Kookpunten van deze bindingen zijn veel hoger
Sterker naarmate:
De elektronegativiteit toeneemt
De afmeting kleiner is van het bindende atoom
H-bruggen zijn de oorzaak van de kleinere dichtheid van ijs t.o.v. vloeibaar water
gecondenseerde fasen
1 Types intermoleculaire krachten
Intermoleculaire krachten: krachten tussen moleculen (deeltjes) onderling
Intramoleculaire krachten: krachten binnenin de moleculen
1.1 Dipool-dipoolinteractie krachten
Ontstaan tussen polaire moleculen: de partieel-positieve kant van de ene molecule wordt
aangetrokken door de partieel-negatieve kant van de andere moleculen
Voorbeelden:
1.2 Lodnonkrachten (dispersiekrachten)
Oorsprong in beweging van elektronen: een elektronenwolk kan voor een kort ogenblik
asymmetrisch verdeeld zijn → kortstondig dipoolmoment => aantrekkingskracht tussen deze
dipoolmomenten
Londonkrachten nemen toe met de afmeting van moleculen
1.3 De waterstofbrug
F, N of O oefenen een zeer sterke aantrekking uit op het bindende elektronenpaar dat de partiële
positieve lading op het proton zeer groot is → sterke aantrekking tussen het H en het vrije
elektronenpaar van het negatieve element
Kookpunten van deze bindingen zijn veel hoger
Sterker naarmate:
De elektronegativiteit toeneemt
De afmeting kleiner is van het bindende atoom
H-bruggen zijn de oorzaak van de kleinere dichtheid van ijs t.o.v. vloeibaar water
