Scheidingsmethoden
Samenvatting
, Les 1
Intermoleculaire interacties
De aantrekkingskracht tussen moleculen (intermoleculair) is niet zo sterk al de
intramoleculaire interacties die verbindingen bij elkaar houden.
o Ze regelen de fysische eigenschappen, zoals kook- of smeltpunt,
damspanning en viscositeit.
o Hoe sterker de intermoleculaire interacties, hoe hoger het kook- of
smeltpunt van een verbinding is.
o Veel processen kunnen worden verklaard met intermoleculaire interacties;
extractie, (her)kristallisatie, chromatografie, destillatie.
Ion-dipool interacties 40-600 kJ/mol
Ion-dipool interacties zijn een belangrijke kracht bij oplossingen
van ionen. De kracht van deze interacties is wat het mogelijk
maakt dat ionische stoffen oplossen in polaire oplosmiddelen.
Dipool-dipool interacties 5-25 kJ/mol
Moleculen met permanente dipolen worden tot elkaar
aangetrokken:
o Het positieve uiteinde van het ene wordt aangetrokken
door het negatieve uiteinde van het andere.
o Deze interacties zijn alleen van belang als de
moleculen dichtbij elkaar staan.
o Voor moleculen van ongeveer gelijke massa en grootte
nemen de sterktes van intermoleculaire aantrekkingen
toe met toenemende polariteit.
o Hoe meer polair een molecuul, hoe hoger het kookpunt.
Waterstofbruggen 1-150 kJ/mol
De dipool-dipool interacties die optreden wanneer H is
gebonden aan elektronegatieve atomen zoals, N,O of F, zijn
ongewoon sterk.
Waterstofbinding is een soort dipool-dipool interactie
London dispersie krachten 0,05-40 kJ/mol
o Aanwezig in alle moleculen polair en apolair
o Sterkte afhankelijk van polariseerbaarheid; gemak waarmee een tijdelijke
dipool kan worden opgewekt
o Grotere moleculen, sterkere London dispersie kracht
o Moleculen met een hoger molecuulmassa hebben de neiging om sterkere
London dispersie krachten te hebben
o Vorm heeft een grote invloed; magere moleculen hebben sterkere London
dispersie krachten dan dikke moleculen vanwege het oppervlakte
In een verzameling He-atomen bijv. is de gemiddelde verdeling van de
elektronen in de 1s-orbitaal rond elke kern sferisch symmetrisch apolair en ze
hebben geen netto dipoolmoment. Hoewel deze elektronen elkaar afstoten (en
Samenvatting
, Les 1
Intermoleculaire interacties
De aantrekkingskracht tussen moleculen (intermoleculair) is niet zo sterk al de
intramoleculaire interacties die verbindingen bij elkaar houden.
o Ze regelen de fysische eigenschappen, zoals kook- of smeltpunt,
damspanning en viscositeit.
o Hoe sterker de intermoleculaire interacties, hoe hoger het kook- of
smeltpunt van een verbinding is.
o Veel processen kunnen worden verklaard met intermoleculaire interacties;
extractie, (her)kristallisatie, chromatografie, destillatie.
Ion-dipool interacties 40-600 kJ/mol
Ion-dipool interacties zijn een belangrijke kracht bij oplossingen
van ionen. De kracht van deze interacties is wat het mogelijk
maakt dat ionische stoffen oplossen in polaire oplosmiddelen.
Dipool-dipool interacties 5-25 kJ/mol
Moleculen met permanente dipolen worden tot elkaar
aangetrokken:
o Het positieve uiteinde van het ene wordt aangetrokken
door het negatieve uiteinde van het andere.
o Deze interacties zijn alleen van belang als de
moleculen dichtbij elkaar staan.
o Voor moleculen van ongeveer gelijke massa en grootte
nemen de sterktes van intermoleculaire aantrekkingen
toe met toenemende polariteit.
o Hoe meer polair een molecuul, hoe hoger het kookpunt.
Waterstofbruggen 1-150 kJ/mol
De dipool-dipool interacties die optreden wanneer H is
gebonden aan elektronegatieve atomen zoals, N,O of F, zijn
ongewoon sterk.
Waterstofbinding is een soort dipool-dipool interactie
London dispersie krachten 0,05-40 kJ/mol
o Aanwezig in alle moleculen polair en apolair
o Sterkte afhankelijk van polariseerbaarheid; gemak waarmee een tijdelijke
dipool kan worden opgewekt
o Grotere moleculen, sterkere London dispersie kracht
o Moleculen met een hoger molecuulmassa hebben de neiging om sterkere
London dispersie krachten te hebben
o Vorm heeft een grote invloed; magere moleculen hebben sterkere London
dispersie krachten dan dikke moleculen vanwege het oppervlakte
In een verzameling He-atomen bijv. is de gemiddelde verdeling van de
elektronen in de 1s-orbitaal rond elke kern sferisch symmetrisch apolair en ze
hebben geen netto dipoolmoment. Hoewel deze elektronen elkaar afstoten (en
