9. Liquids, solids and phase changes
§9.1 Polar covalent bonds and dipole moments
Dipoolmoment 𝝁: De positieve en negatieve lading verdelen zich niet gelijk over een molecuul.
Wordt aangegeven met een pijl met een kruis, van positief naar negatief.
𝜇 = 𝑄 ∙ 𝑟, uitgedrukt in debyes D met 1 𝐷 = 3,336 ∙ 10−30 𝐶 ∙ 𝑚
Individuele polaire covalente binding: Molecuul zonder dipoolmoment, omdat de individuele polaire
bindingen elkaar opheffen.
§9.2 Intermolecular forces
Intermoleculaire krachten: Krachten tussen moleculen die de moleculen bij elkaar houden bij
bepaalde temperaturen. Worden meestal Van der Waals krachten genoemd.
1. Ion-dipool: Elektrische interacties tussen een ion en een deel van een polaire molecuul.
Positieve kant wordt aangetrokken door anionen (negatief) en negatieve kant wordt
aangetrokken door kationen (positief).
𝑧∙𝜇
De grootte van de energie E die nodig is voor de interactie is 𝐸 ∝ 𝑟 2 , met z als de lading van
het ion, 𝜇 het dipoolmoment en r de afstand tussen het ion en de dipool. Zijn belangrijk in
oplossingen van ionen.
2. Dipool-dipool: Interactie tussen dipolen en de buurmoleculen. Ze kunnen zich zo oriënteren
dat hun positieve en negatieve polen aan elkaar grenzen. De kracht is zwak en werkt alleen
als de moleculen dicht op elkaar zitten.
Hoe groter het dipoolmoment, des te sterker zijn de intermoleculaire krachten en des te
meer energie is er nodig om deze krachten op te heffen.
3. London dispersie: De elektronen verdelen zich over het molecuul, maar bewegen zich zo snel
dat er momenten zijn waar elektronen zich niet-symmetrisch verdelen over het molecuul
tijdelijke dipool en kan dus heel kort een ander dipool aantrekken. Hangt af van de vorm van
het molecuul (als het molecuul groot is kan het makkelijker in contact komen met andere
moleculen) en de polariseerbaarheid.
Polariseerbaarheid De grootte van de kracht hangt af hoe makkelijk een elektronenwolk van
een molecuul beïnvloedt kan worden door een elektrisch veld. Hoe minder elektronen, des
te moeilijker is het molecuul te polariseren.
4. Waterstofbruggen: Aantrekkende kracht tussen een waterstofatoom en een elektronegatief
atoom (O, N of F). Voorwaarde: er moet een vrij elektronenpaar zijn.
Waterstof heeft geen kernelektronen en is een klein atoom, met als gevolg dat waterstof
makkelijk te benaderen is door andere moleculen. Sterke binding.
Het kookpunt wordt groter van boven naar beneden in een groep in het periodieke systeem.
§9.3 Some properties of liquids
- Viscositeit en oppervlaktespanning zijn afhankelijk van de temperatuur. Hoe hoger de
temperatuur, des te meer kinetische energie krijgen de moleculen en des te minder zijn de
aantrekkende krachten.
Viscositeit: De mate waarin een vloeistof weerstand biedt.
Oppervlaktespanning: De weerstand van een vloeistof om zich te verspreiden en een groot
oppervlak te beslaan. Wordt veroorzaakt door een verschil in intermoleculaire krachten. Op het
oppervlak voelen ze de kracht van één kant en worden dus aangetrokken in de vloeistof. Hoe groter
de intermoleculaire krachten, des te groter is de oppervlaktespanning.
§9.1 Polar covalent bonds and dipole moments
Dipoolmoment 𝝁: De positieve en negatieve lading verdelen zich niet gelijk over een molecuul.
Wordt aangegeven met een pijl met een kruis, van positief naar negatief.
𝜇 = 𝑄 ∙ 𝑟, uitgedrukt in debyes D met 1 𝐷 = 3,336 ∙ 10−30 𝐶 ∙ 𝑚
Individuele polaire covalente binding: Molecuul zonder dipoolmoment, omdat de individuele polaire
bindingen elkaar opheffen.
§9.2 Intermolecular forces
Intermoleculaire krachten: Krachten tussen moleculen die de moleculen bij elkaar houden bij
bepaalde temperaturen. Worden meestal Van der Waals krachten genoemd.
1. Ion-dipool: Elektrische interacties tussen een ion en een deel van een polaire molecuul.
Positieve kant wordt aangetrokken door anionen (negatief) en negatieve kant wordt
aangetrokken door kationen (positief).
𝑧∙𝜇
De grootte van de energie E die nodig is voor de interactie is 𝐸 ∝ 𝑟 2 , met z als de lading van
het ion, 𝜇 het dipoolmoment en r de afstand tussen het ion en de dipool. Zijn belangrijk in
oplossingen van ionen.
2. Dipool-dipool: Interactie tussen dipolen en de buurmoleculen. Ze kunnen zich zo oriënteren
dat hun positieve en negatieve polen aan elkaar grenzen. De kracht is zwak en werkt alleen
als de moleculen dicht op elkaar zitten.
Hoe groter het dipoolmoment, des te sterker zijn de intermoleculaire krachten en des te
meer energie is er nodig om deze krachten op te heffen.
3. London dispersie: De elektronen verdelen zich over het molecuul, maar bewegen zich zo snel
dat er momenten zijn waar elektronen zich niet-symmetrisch verdelen over het molecuul
tijdelijke dipool en kan dus heel kort een ander dipool aantrekken. Hangt af van de vorm van
het molecuul (als het molecuul groot is kan het makkelijker in contact komen met andere
moleculen) en de polariseerbaarheid.
Polariseerbaarheid De grootte van de kracht hangt af hoe makkelijk een elektronenwolk van
een molecuul beïnvloedt kan worden door een elektrisch veld. Hoe minder elektronen, des
te moeilijker is het molecuul te polariseren.
4. Waterstofbruggen: Aantrekkende kracht tussen een waterstofatoom en een elektronegatief
atoom (O, N of F). Voorwaarde: er moet een vrij elektronenpaar zijn.
Waterstof heeft geen kernelektronen en is een klein atoom, met als gevolg dat waterstof
makkelijk te benaderen is door andere moleculen. Sterke binding.
Het kookpunt wordt groter van boven naar beneden in een groep in het periodieke systeem.
§9.3 Some properties of liquids
- Viscositeit en oppervlaktespanning zijn afhankelijk van de temperatuur. Hoe hoger de
temperatuur, des te meer kinetische energie krijgen de moleculen en des te minder zijn de
aantrekkende krachten.
Viscositeit: De mate waarin een vloeistof weerstand biedt.
Oppervlaktespanning: De weerstand van een vloeistof om zich te verspreiden en een groot
oppervlak te beslaan. Wordt veroorzaakt door een verschil in intermoleculaire krachten. Op het
oppervlak voelen ze de kracht van één kant en worden dus aangetrokken in de vloeistof. Hoe groter
de intermoleculaire krachten, des te groter is de oppervlaktespanning.
