Scheikunde h4
4.1 vanderwaals-bindingen
alle stoffen kunnen in 3 fasen voorkomen:
- Vast (s)
• moleculen netjes bij elkaar, vdw-kracht is groot
- vloeibaar (l)
• moleculen bewegen, vdw-kracht klein
- gas (g)
• moleculen bewegen snel, bijna geen vdw-kracht
vdw-kracht = vanderwaals kracht. de krachten die moleculen bij elkaar houdt.
sterkere vdw-binding = hoger smelt- en kookpunt
grotere molecuulmassa = sterkere vdw-binding
Als de vanderwaals bindingen verdampen of stimuleren wordt de verbinding tussen
moleculen verbroken. bij oplossen wordt de verbinding ook verbroken maar daarnaast
ontstaan er nieuwe vdw-bindingen tussen de moleculen en het oplosmiddel.
4.2 waterstofbruggen
bij water is het kookpunt aanzienlijk hoger dan je denkt op basis van de molecuulmassa en
de vdw-binding. er moet dus een andere binding zijn die de watermoleculen sterker bijeen
houd. Zuurstoftomen hebben de eigenschap dat ze elektronen harden aantrekken dan
waterstof. hierdoor ontstaat er een landing verschil in de atoombinding tussen O- en H-
atoom. we noemen dit polaire atoombinding . watermolecuul heeft hierdoor een positieve
en negatieve kant.
De positief geladen kant van het ene watermolecuul trekt de negatieve kant van een ander
watermolecuul aan. deze aantrekkingskracht noemen we waterstofbrug (H-brug) tussen
watermoleculen zijn naast vdw-bindingen ook de H-bruggen aanwezig. zo is de kookpunt
onverwacht hoog. dit effect zien we terug bij andere moleculen die OH-groepen bevatten.
we zien dit effect ook bij NH-groepen
Het tekenen van de H-brug doe je door stippellijn te gebruiken. deze zitten tussen de -OH en
-NH groepen zelf, en tussen de H en O of tussen H en N.
met de informatie kun je de kookpunten van moleculaire stoffen wat beter voorspellen:
- hoe groter de molecuulmassa, hoe hoger de kookpunt
- hoe meer H-bruggen het molecuul kan vormen, hoe hoger het kookpunt
Je weet nu hoe je dit moet verklaren maar als je iets anders wil verklaren moet je kijken naar
het molecuulrooster en dat doe op het mesoniveau
4.1 vanderwaals-bindingen
alle stoffen kunnen in 3 fasen voorkomen:
- Vast (s)
• moleculen netjes bij elkaar, vdw-kracht is groot
- vloeibaar (l)
• moleculen bewegen, vdw-kracht klein
- gas (g)
• moleculen bewegen snel, bijna geen vdw-kracht
vdw-kracht = vanderwaals kracht. de krachten die moleculen bij elkaar houdt.
sterkere vdw-binding = hoger smelt- en kookpunt
grotere molecuulmassa = sterkere vdw-binding
Als de vanderwaals bindingen verdampen of stimuleren wordt de verbinding tussen
moleculen verbroken. bij oplossen wordt de verbinding ook verbroken maar daarnaast
ontstaan er nieuwe vdw-bindingen tussen de moleculen en het oplosmiddel.
4.2 waterstofbruggen
bij water is het kookpunt aanzienlijk hoger dan je denkt op basis van de molecuulmassa en
de vdw-binding. er moet dus een andere binding zijn die de watermoleculen sterker bijeen
houd. Zuurstoftomen hebben de eigenschap dat ze elektronen harden aantrekken dan
waterstof. hierdoor ontstaat er een landing verschil in de atoombinding tussen O- en H-
atoom. we noemen dit polaire atoombinding . watermolecuul heeft hierdoor een positieve
en negatieve kant.
De positief geladen kant van het ene watermolecuul trekt de negatieve kant van een ander
watermolecuul aan. deze aantrekkingskracht noemen we waterstofbrug (H-brug) tussen
watermoleculen zijn naast vdw-bindingen ook de H-bruggen aanwezig. zo is de kookpunt
onverwacht hoog. dit effect zien we terug bij andere moleculen die OH-groepen bevatten.
we zien dit effect ook bij NH-groepen
Het tekenen van de H-brug doe je door stippellijn te gebruiken. deze zitten tussen de -OH en
-NH groepen zelf, en tussen de H en O of tussen H en N.
met de informatie kun je de kookpunten van moleculaire stoffen wat beter voorspellen:
- hoe groter de molecuulmassa, hoe hoger de kookpunt
- hoe meer H-bruggen het molecuul kan vormen, hoe hoger het kookpunt
Je weet nu hoe je dit moet verklaren maar als je iets anders wil verklaren moet je kijken naar
het molecuulrooster en dat doe op het mesoniveau
