H12. Intermoleculaire krachten
1. Inleiding
Intramoleculaire krachten
= De krachten die atomen op elkaar uitoefenen binnen een molecuul
= De atoombinding in moleculen
➔ Bv. atomen van watermoleculen blijven samen door intramoleculaire krachten
Intermoleculaire krachten
= De krachten die werkzaam zijn tussen moleculen
= De cohesiekrachten tussen moleculen
➔ Ze zorgen vooral voor smelt- en kookpunten van stoffen
➔ Bv. waterdruppels blijven samen door intermoleculaire krachten
Elektrische krachten = bindende krachten
→ Hoe kleiner de afstand (r), hoe groter de kracht (F)
2. De polariteit van bindingen
Elektronegativiteit (EN) = de neiging van atomen om elektronen naar zich toe te trekken
Bij apolaire covalente bindingen (atoombindingen waar geen polen in voorkomen) is er geen of
nauwelijks verschil in EN
➔ ∆EN = 0
➔ Bv. H2: ∆EN = 0
CH4: ∆EN = 2,5 – 2,1 = 0,4
Bij polaire covalente bindingen (atoombindingen waar polen in voorkomen) is er een duidelijk
verschil in EN
➔ ∆EN < 1,7 → boven een EN van 1,7 heb je een ionbinding!
➔ Bv. HCl: ∆EN = 3,0 – 2,1 = 0,9
H2O: ∆EN = 3,5 – 2,1 = 1,4
Bij ionbindingen is er een groot verschil in EN
➔ ∆EN > 1,7
➔ Bv. NaCl: ∆EN = 3,0 – 0,9 = 2,1
Wanneer noemen we verbinding of molecule polair (+ en - kant)?
→ 2 Voorwaarden:
1) Er moeten polaire bindingen voorkomen in de molecule
2) De molecule moet asymmetrisch zijn → de centra van positieve en negatieve deelladingen
mogen niet samenvallen
Ionverbindingen zijn altijd polair → ze voldoen aan de 2 voorwaarden
1. Inleiding
Intramoleculaire krachten
= De krachten die atomen op elkaar uitoefenen binnen een molecuul
= De atoombinding in moleculen
➔ Bv. atomen van watermoleculen blijven samen door intramoleculaire krachten
Intermoleculaire krachten
= De krachten die werkzaam zijn tussen moleculen
= De cohesiekrachten tussen moleculen
➔ Ze zorgen vooral voor smelt- en kookpunten van stoffen
➔ Bv. waterdruppels blijven samen door intermoleculaire krachten
Elektrische krachten = bindende krachten
→ Hoe kleiner de afstand (r), hoe groter de kracht (F)
2. De polariteit van bindingen
Elektronegativiteit (EN) = de neiging van atomen om elektronen naar zich toe te trekken
Bij apolaire covalente bindingen (atoombindingen waar geen polen in voorkomen) is er geen of
nauwelijks verschil in EN
➔ ∆EN = 0
➔ Bv. H2: ∆EN = 0
CH4: ∆EN = 2,5 – 2,1 = 0,4
Bij polaire covalente bindingen (atoombindingen waar polen in voorkomen) is er een duidelijk
verschil in EN
➔ ∆EN < 1,7 → boven een EN van 1,7 heb je een ionbinding!
➔ Bv. HCl: ∆EN = 3,0 – 2,1 = 0,9
H2O: ∆EN = 3,5 – 2,1 = 1,4
Bij ionbindingen is er een groot verschil in EN
➔ ∆EN > 1,7
➔ Bv. NaCl: ∆EN = 3,0 – 0,9 = 2,1
Wanneer noemen we verbinding of molecule polair (+ en - kant)?
→ 2 Voorwaarden:
1) Er moeten polaire bindingen voorkomen in de molecule
2) De molecule moet asymmetrisch zijn → de centra van positieve en negatieve deelladingen
mogen niet samenvallen
Ionverbindingen zijn altijd polair → ze voldoen aan de 2 voorwaarden
