CHEMIE
Oplossingen in water
1. POLAIRE EN APOLAIRE MOLECULEN
Een polair of dipoolmolecule (bv water) is neutraal maar bevat toch een positief en negatief
geladen kant → 𝚫EN ≠ 0
Een apolair molecule (bv pentaan) bevat deze eigenschap niet → 𝚫EN = 0
EN: elektronegativiteit (rechts boven het element in het PSE) drukt uit in welke mate een
atoom elektronen naar zich toe trekt. Hoe groter de elektronegatieve waarde, hoe groter de
neiging van dit element om elektronen naar zich toe te trekken.
Elementen met een lage EN stoten eerder elektronen af bij bindingen. Daarom worden ze
elektropositieve elementen genoemd.
Deelladingen/partiële ladingen worden bij de elementen genoteerd die een chemische
binding aangaan:
- (n) δ − : bij het element met de grotere elektronegatieve waarde. n is afhankelijk van
het aantal bindingen.
- (n) δ + : bij het element met de kleinere elektronegatieve waarde (of grotere
elektropositieve waarde). n is afhankelijk van het aantal bindingen.
Let op! Voor (n) δ − geldt bv 2 δ − , dit betekent eigenlijk δ −− . Maar stel dat je bv δ −+−− hebt,
heft 1 plus 1 min op. Dus kom je ook δ −− = 2 δ − uit.
Polaire covalente bindingen zijn bindingen waarvan de elementen verschillende
aantrekkingskrachten hebben. (Dit kan je voorstellen met vectoren/pijlen).
Apolaire/zuiver covalente bindingen zijn bindingen waarvan de elementen een gelijke
aantrekkingskracht hebben. (Geen vector/pijl en bijna altijd binding tussen twee
halogenen).
Bouw v/d watermolecule
→ essentie: 104° tussen de twee waterstofatomen.
, 2. INTERMOLECULAIRE KRACHTEN
↳ cohesiekrachten (=krachten tussen moleculen)
Apolaire moleculen: samengehouden door zwakke dispersiekrachten/londonkrachten
→ lage smelt- en kookpunten.
→H₂
Polaire moleculen: De moleculen oriënteren zich zodanig dat de tegengestelde polen naar
elkaar gericht zijn. Er ontstaat een zwakke elektrostatische aantrekkingskracht tussen de
polen (=dipoolkracht). Dat is sterker dan dispersiekracht dus hebben ze een hoger smelt-
en kookpunt.
Water: Het heeft een veel hoger smelt- en kookpunt dan andere polaire moleculen. Dat
komt omdat 𝚫EN veel groter is dan bij andere polaire moleculen.
De H-atomen vormen ‘bruggen’ tussen twee O-atomen → waterstofbruggen
Oplossingen in water
1. POLAIRE EN APOLAIRE MOLECULEN
Een polair of dipoolmolecule (bv water) is neutraal maar bevat toch een positief en negatief
geladen kant → 𝚫EN ≠ 0
Een apolair molecule (bv pentaan) bevat deze eigenschap niet → 𝚫EN = 0
EN: elektronegativiteit (rechts boven het element in het PSE) drukt uit in welke mate een
atoom elektronen naar zich toe trekt. Hoe groter de elektronegatieve waarde, hoe groter de
neiging van dit element om elektronen naar zich toe te trekken.
Elementen met een lage EN stoten eerder elektronen af bij bindingen. Daarom worden ze
elektropositieve elementen genoemd.
Deelladingen/partiële ladingen worden bij de elementen genoteerd die een chemische
binding aangaan:
- (n) δ − : bij het element met de grotere elektronegatieve waarde. n is afhankelijk van
het aantal bindingen.
- (n) δ + : bij het element met de kleinere elektronegatieve waarde (of grotere
elektropositieve waarde). n is afhankelijk van het aantal bindingen.
Let op! Voor (n) δ − geldt bv 2 δ − , dit betekent eigenlijk δ −− . Maar stel dat je bv δ −+−− hebt,
heft 1 plus 1 min op. Dus kom je ook δ −− = 2 δ − uit.
Polaire covalente bindingen zijn bindingen waarvan de elementen verschillende
aantrekkingskrachten hebben. (Dit kan je voorstellen met vectoren/pijlen).
Apolaire/zuiver covalente bindingen zijn bindingen waarvan de elementen een gelijke
aantrekkingskracht hebben. (Geen vector/pijl en bijna altijd binding tussen twee
halogenen).
Bouw v/d watermolecule
→ essentie: 104° tussen de twee waterstofatomen.
, 2. INTERMOLECULAIRE KRACHTEN
↳ cohesiekrachten (=krachten tussen moleculen)
Apolaire moleculen: samengehouden door zwakke dispersiekrachten/londonkrachten
→ lage smelt- en kookpunten.
→H₂
Polaire moleculen: De moleculen oriënteren zich zodanig dat de tegengestelde polen naar
elkaar gericht zijn. Er ontstaat een zwakke elektrostatische aantrekkingskracht tussen de
polen (=dipoolkracht). Dat is sterker dan dispersiekracht dus hebben ze een hoger smelt-
en kookpunt.
Water: Het heeft een veel hoger smelt- en kookpunt dan andere polaire moleculen. Dat
komt omdat 𝚫EN veel groter is dan bij andere polaire moleculen.
De H-atomen vormen ‘bruggen’ tussen twee O-atomen → waterstofbruggen
