Deel 1 - Hoofdstuk 4 Flashcards
1
Q
Zijn intermoleculaire of intramoleculaire krachten sterker ?
A
Intramoleculaire krachten zijn sterker dan intermoleculaire krachten
2
Q
Hoe kan men de sterkte van intermoleculaire krachten beredeneren ?
A
Men kan de polariteit van moleculen schatten.
3
Q
Door wat wordt polariteit (dipoolmoment) bepaald ?
A
-> Door de polariteit van afzonderlijke bindingen
-> Door de schikking van deze bindingen rond de atomen (symmetrie en geometrie)
4
Q
Door wat ontstaat de polariteit van een binding ?
A
De polariteit van een binding is het gevolg van een lokale dipool met bijhorend dipoolmoment die ontstaat doordat de beide atomen de bindende elektronen in verschillende mate aantrekken
5
Q
In wat meten we het dipoolmoment ?
A
In Debye
1D = 3,34x10^-30 C.m
-> ruwe schatting (10-20% afwijking) : EN
6
Q
Geef een definitie voor ‘partiële lading’.
A
Als er een groot verschil is in EN, dan zal het elektron ‘dichter’ zitten bij het ene atoom dan bij het andere, waardoor er een partiële lading ontstaat.
De ene kant van de binding zal licht negatief zijn en de andere kant licht positief.
-> Verklaart de naam ‘polair’ en ‘permanent dipool’
=> Er is een polarisatie van ladingen opgetreden
=> Deze lichte scheiding van ladingen is permanent
7
Q
Geef de definitie van ‘totale dipool’.
A
De totale dipool van een molecule is de vectoriële som van de lokale dipoolmomenten.
-> Symmetrie van het molecuul nodig
8
Q
Wat is het fundamentele idee achter de VSEPR theorie ?
A
Elektronenparen in de valentieschil stoten elkaar af.
-> Deze repulsie komt zowel door lone pairs als door de bindende elektronenparen, die covalent gedeeld worden tussen atomen.
-> De elektronenparen organiseren zich om zoveel mogelijk repulsies te minimaliseren
-> Deze symmetrievormen zijn te beredeneren op basis van het sterisch getal.
=> Vanuit de symmetrie naar geometrie rekening houdend met de bindingen maar niet met de lone pairs
9
Q
Hoe bekomt men het sterisch getal ?
A
Het sterisch getal van een molecule is gelijke aan het aantal bindingspartners (n) en het aantal vrije elektronenparen (m) rond het centrale atoom.
-> AxnEm
-> Er zijn 5 mogelijkheden : 2,3,4,5 en 6
10
Q
Aan welke geometrie zijn welke sterische getallen gelijk ?
A
2 = 180, lineair
3 = 120, driehoekig vlak
4 = 109,28 , tetraëdisch
=> Ammoniak = 107, water = 105
5 = 120 en 90, trigonaal bipiramidaal
6 = 90, octaëdrisch
11
Q
Geef de geometrie van AX2E0.
A
Lineair
12
Q
Geef de geometrie van AX3E0.
A
Trigonaal planair
13
Q
Geef de geometrie van AX2E1.
A
Plainair, geknikt, V-shape of gebogen
14
Q
Geef de geometrie van AX4E0.
A
Tetraëdisch
15
Q
Geef de geometrie van AX3E1.
A
Trigonaal pyramidaal
16
Q
Geef de geometrie van AX2E2.
A
V-shape of gebogen
17
Q
Geef de geometrie van AX5E0.
A
Trigonaal bipyramidaal
18
Q
Geef de geometrie van AX4E1.
A
Wipplank
19
Q
Geef de geometrie van AX3E2.
A
T-vorm
20
Q
Geef de geometrie van AX2E3.
A
Lineai
21
Q
Geef de geometrie van AX6E0.
A
Octaëdrisch
22
Q
Geef de geometrie van AX5E1.
A
Vierkant pyramidaal
23
Q
Geef de geometrie van AX4E2.
A
Vierkant vlak
24
Q
Geef de geometrie van AX3E3.
A
T-vorm
25
Geef de geometrie van AX2E4.
Lineair
26
Waarom heeft water een bindingshoek van 105 en ammoniak een bindingshoek van 107 ?
-> Als er lone pairs zijn zal er een verschil zijn in grootte tussen bindingsdomeinen en niet-bindingsdomeinen.
-> Door de grootte van de niet-bindingsdomeinen zal er meer repulsie optreden met de bindingsdomeinen en zullen de kleinere bindingsdomeinen dichter bij elkaar geduwd worden.
=> Dit heeft gevolgen voor de bindingshoeken.
27
Waar bevinden niet-bindingsdomeinen zich bij moleculen met 5 elektronendomeinen ?
De niet-bindingsdomeinen zullen zich steeds in het equatoriale vlak bevinden (in een driehoekig vlak doorheen het centrum van het molecule).
-> De grotere niet-bindingsdomeinen zijn op deze manier minder omsingeld
=> 2 Buren op 90 (ipv 3 voor axiaal)
28
Waar bevinden niet-bindingsdomeinen zich bij moleculen met 6 elektronendomeinen ?
Het maakt niet uit waar de niet-bindingsdomeinen liggen.
-> Elk atoom heeft een hoek van 90 met zijn buren
29
Wanneer is het globale dipoolmoment. gelijk aan 0 ?
Indien de lokale dipolen gelijk zijn en symmetrische richtingen in de ruimte innemen, heffen ze elkaar op en is het globale dipoolmoment gelijk aan 0.
30
Hoe noemt men een molecule met een globaal dipoolmoment gelijk aan 0 ?
Een apolair molecule
31
Wat kan je zeggen over het smeltpunt en het kookpunt van apolaire stoffen ?
Apolaire stoffen hebben een laag smeltpunt en een laag kookpunt.
-> Enkel dispersiekrachten spelen mee
32
Wanneer is het globaal dipoolmoment niet gelijk aan 0 ?
-> Als de lokale dipolen verschillend zijn
=> Verschillende atomen met andere EN
=> Verschillende atoomgroepen
-> Sommige van de n+m richtingen zijn gevuld met lone pairs
=> Onbalans in de lokale dipoolmomenten
33
Hoe noemt men een molecule met een globaal dipoolmoment niet gelijk aan 0 ?
Een polair molecule
34
Welke aard zijn interdeeltjeskrachten ?
Interdeeltjeskrachten zijn van elektrostatische aard
35
Wat bepaald de aard van de attracties bij interdeeltjeskrachten ?
De aard van de attracties hangt af van de aard van de deeltjes
36
Welke interacties vertonen ionen ?
-> Ionen hebben een netto lading en zullen dus sterke Coulomb-interacties vertonen
=> Energie evenredig met r^-1
37
Welke interacties vertonen polaire moleculen ?
-> Polaire moleculen zullen zwakkere interacties vertonen
=> Permanente dipool
=> Dipoolmoment = lading x afstand
38
Welke interacites vertonen apolaire moleculeln ?
-> Apolaire moleculen vertonen nog zwakkere interacties
=> Ogenblikkelijke en wisselende geïduceerde dipolen
=> (door de kinetische moleculaire theorie vibreren de deeltjes en is er altijd wel een kleine onbalans tussen positieve en negatieve ladingen die dus een accidentele dipool zullen induceren)
=> Grootte van dipool hangt af van polariseerbaarheid (verombaarheid van elektronenwolk)
=> London Dispersiekrachten
=> Altijd aanwezig
39
Wat kan je zeggen over de invloed van interdeeltjeskrachten op kooktemperatuur en smelttemperatuur ?
Hoe sterker de interdeeltjeskrachten, hoe groter de afwijking t.o.v. de ideale gastoestand
-> (Geen interdeeltjeskrachten aanwezig)
-> Hoger kooktemperatuur en smelttemperatuur
-> Aggregatietoestand bij normale temperatuur en druk neigt naar een toestand van gemakkelijke condenseerbare damp, vloeistof en vaste stof
40
Rangschik alle intramoleculaire en intermoleculaire krachten van sterk naar zwak.
Intramoleculaire krachten
-> Ion-ion (400-4000) (sterk)
-> Covalent (150-1100) (sterk)
-> Metallisch (75-1000) (sterk)
Intermoleculaire krachten (van der Waals krachten)
-> Ion-dipool (40-600) (sterk)
-> Waterstofbrug (10-40) (matig)
-> Dipool-dipool (5-25) (matig)
-> Ion-geïnduceerde dipool (3-15) (zwak)
-> Dipool-geïnduceerde dipool (2-10) (zwak)
-> London Dispersie (0,05-40) (zwak)
41
Hoe interageren apolaire componenten met elkaar ?
Via London-dispersiekrachtne
42
Waarom moeten apolaire componenten ook met elkaar kunnen interageren ?
Apolaire gassen kunnen ook condenseren
43
Wie ontdekte de London-dispersiekrachten ?
De Duitste fysicus Fritz London in 1930
-> De beweging van elektronen in een bepaald partikel kunnen de beweging van elektronen in een naburig partikel beïnvloeden
44
Leg London-dispersiekrachten uit aan de hand van KMT.
Vibraties zorgen voor onbalans tussen positieve en negatieve ladingen en leidt dus tot interdeeltjes-interactie
-> Accidentele of geïnduceerde dipool die varieert in de tijd
45
Waar en wanneer zijn London-dispersiekrachten aanwezig ?
London-dispersie krachten zijn altijd aanwezig tussen alle moleculen
-> ionen en moleculen
46
Van welke zaken hangt de sterkte van de London-dispersiekrachten af ?
1) Polariseerbaarheid van de molecule
-> Hoe vervormbaar is de elektronenwolk
=> Hoe makkelijker dit is, hoe makkelijker interacties zullen ontstaan, hoe groter de dispersiekrachten zijn
2) Grootte van de elektronenwolk
-> Hoe groter de elektronenwolk hoe zwakker de buitenste elektronen aangetrokken zullen worden tot de kern
=> Makkelijker verstoorbaar
=> Hoger kookpunt voor grotere moleculen
3) Aantal atomen in een molecule
-> Dispersiekrachten stijgen naarmate het aantal atomen toeneemt
=> Meer locaties waar geïnduceerde dipolen kunnen ontwikkelen, meer dispersiekrachten
=> Zelfs indien de lokale sterkte van de dipool overal gelijk is, is het totale effect voor grote moleculen groter
4) Moleculaire vorm
-> Compacte vormen vertonen minder dispersiekrachten
=> Kleiner oppervlak dat kan interageren met een naburig molecule
47
Hoe beïnvloeden London-dispersiekrachten het kookpunt van een stof ?
Hoe groter de London-dispersiekrachten, hoe groter de plakkrachten, hoe moeilijker het zal zijn om de moleculen los te rukken, hoe hoger het kookpunt
48
Van welke interactie komt de sterkste krachtwerking ?
Van een ion-ion interactie
-> Coulombkrachten
-> Ionische kristallen
49
Hoe werken ion-dipool interacties ?
Ionen zorgen voor aantrekking van geladen groepen van polaire groepen.
-> Ionen hydrateren in een oplossing
50
Welke interacite ontstaat er uit dipool-dipool interacties ?
De interacties tussen twee permanente dipolen zullen zorgen voor relatief zwakke interacites
51
Bespreek de speciale interactie van waterstofbruggen.
Ontstaat wanneer waterstof covalent gebonden is aan een klein, sterk elektronegatief atoom
-> N, O en F
-> Molecule met een groot dipoolmoment
=> Sterke dipool-dipool interactie
=> 5x sterker dan normale dipool-dipool
=> Merkwaardig gedrag van water
52
Wat kan je zeggen over de eigenschappen van water t.o.v. andere stoffen ?
-> Hoogste verdampingswaarde van alle gekende stoffen, een specifieke warmte die de hoogste is van alle vloeistoffen (behalve NH3)
=> Zowat alle eigenschappen liggen hoger dan verwacht
(Viscositeit : Water is een stof met een lage massa en de meeste stoffen met dezelfde massa zullen voorkomen in gasvorm, gassen hebben nog lagere viscositeiten dan vloeistoffen en dus is de viscositeit van water toch als abnormaal hoog te zien)
53
Wat kan je zeggen over het densiteitsverloop van water ?
-> Normale stoffen hebben een stijgende densiteit bij lagere temperaturen
=> Uit te leggen via KMT (dalende temperatuur = minder vibraties = moleculen makkelijk bij elkaar te pakken)
-> Bij water is de situatie verschillend
=> Dalende temperatuur = minder vibraties = meer waterstofbruggen = hexagonale pakking van ijs = densiteit valt
=> Water zet dus uit bij bevriezen
=> (Ijs heeft lagere densiteit en drijft)
54
Geef een definitie voor 'oplobaarheid'.
De oplosbaarheid van een bepaalde opgeloste stof in een bepaald oplosmiddel is zijn maximale concentratie bij (dynamisch) evenwicht
-> Onverzadiging is een tijdelijke onevenwichtssituatie en wordt hier uitgesloten
55
Welke eenheid gebruiken we voor oplosbaarheid ?
Mol/L, g/L oplossing, g/100 cc oplosmiddel, ...
56
Wat is de vuistregel voor oplosbaarheid ?
Like tends to dissolve like
57
In welke deelstappen kunnen we het oplossingsproces van een vaste stof in een vloeistof onderverdelen
-> Interdeeltjeskrachten van de vaste stof moeten verbroken worden
=> Coulomkracht (roosterenergie) (lattice energy)
-> Individuele deeltjes moeten in oplossing gebracht worden. Er zullen dus nieuwe interacties ontstaan tussen de deeltjes en solvent.
(solvatie-energie) (voor water : hydratatie-energie)
=> Balans an deze twee energieën zal een goede indicatie geven over de al dan niet oplosbaarheid (oplossingswarmte)
58
Hoe noemt men de balans tussen roosterenergie en hydratatie-energie ?
Deze balans noemt men de oplossingswarmte.
-> Deze kan exotherm of endotherm zijn
59
Wanneer zullen endotherme reacties beter opgaan ?
Volgens het principe van Le Chatelier zullen endotherme reacties beter opgaan naarmate de temperatuur hoger is.
60
Hoe kunnen we de balans van roosterenergie en hydratatie-energie beredeneren ?
We beredeneren deze aan de hand van de Coulomb kracht
-> Eerst moeten we de roosterenergie overkomen, deze is gerelateerd aan de Coulombkracht tussen de ionen van het zout.
=> Roosterenergie is hoger bij hoger geladen ionen en bij kleinere ionen
-> Ook de hydratatie-energie is gerelateerd aan de Coulombkracht
=> Hoe hoger de lading van het opgeloste kation, hoe groter de aantrekking tussen het kation en de partiële negatieve lading van zuurstof van water
=> De hydratatie-energie is hoger
=> Bij kleinere ionen is dit ook weer het geval : kan dichter naderen bij de partiële negatieve lading en dus zal de Coulombkracht groter zijn.
=> Exacte voorspellingen zijn moeilijk
=> Tabellen van buiten leren over de oplosbaarheid van zouten
61
Naar wat moet men kijken voor het oplossen van stoffen in polaire solventen ?
-> De energie die het kost om de interdeeltjeskrachten te overbruggen
-> Energie die vrijgezet wordt door de nieuwe interacties
=> Als de op te lossen stof stevig aan elkaar hangt, zal ze niet oplossen
62
Lost ethyleenglycol (antivries) op in water ?
Ethyleenglycol lost goed op in water
-> Er zijn waterstofbruggen in het spel voor en na het oplossen.
63
Lost keukenzout op in water ?
Keukenzout lost goed op in water.
-> De Coulombkrachten en de waterstofbruggen moeten worden overwonnen maar worden gecompenseerd door de ion-dipool interacties bij de hydratatie van Na+ en Cl-
64
Lost CaCO3 op in water ?
CaCO3 lost nauwelijks op in water
-> De energie voor het verbreken van de zeer sterke Coulombkrachten tussen de tweewaardige CA (2+) en CO3 (2-) ionen kan niet gecompenseerd worden door de nieuw gevormde interacties.
=> Bij 2 oplosbare zouten (CaCl2 en Na2CO3) in water zal CaCO3 neerslagen
=> Like dissolves like is niet altijd geldig.
65
Waarom is de interactie aceton water sterker dan aceton met aceton ?
Aceton en water zijn twee polaire moleculen die makkelijk in elkaar oplossen. Aceton kan met zichzelf geen H-bruggen vormen maar kan dit wel met water
-> Water-aceton sterkere interactie dan aceton-aceton
=> Exotherm oplossingsproces
66
Wat kan je zeggen over een apolaire stof oplossen in een polaire stof ?
-> Het verbreken van de interdeeltjeskrachten in de polaire stof kost relatief veel energie
-> Nieuwe interacties bestaan uit zwakkere interacties
=> oplossingsproces zou sterk endotherm zijn en treedt dus niet op
67
Leg oppervlaktespanning uit aan de hand van interdeeltjeskrachten.
-> Wanneer een molecule volledig omringd is door andere molecule neutraliseren de aantrekkingskrachten elkaar.
-> Voor moleculen aan de rand is dit niet het geval
=> Wel aantrekkingskrachten aanwezig met de lucht maar deze zijn meestal veel kleiner dan aan de andere kant van het scheidingsoppervlak
-> De buitenste moleculen worden tegen de vloeistof getrokken en zijn daarom meer gebonden
=> Gedragen zich als een zwak membraan of vliesje
68
Geef een definitie voor 'oppervlaktespanning'.
Het begrip oppervlaktespanning is de energie die nodig is om het oppervlak te vergroten (de interfase tussen de twee verschillende materialen).
(N/m of J/m^2)
69
Hebben polaire of apolaire stoffen een grotere oppervlaktespanning ?
Polaire stoffen hebben een grotere oppervlaktespanning.
70
Wat kan je zeggen over de invloed van temperatuur op de grote van oppervlaktespanning ?
Een hogere temperatuur zorgt voor een lagere oppervlaktespanning.
71
Van wat hangt de mogelijkheid tot bevochtiging af ?
-> De intermoleculaire attracties tussen de vloeistof en het oppervlak en de attracties binnen de vloeistof zelf.
=> Als de intermoleculaire attracties tussen de vloeistof en het oppervlak van dezelfde grootte zijn als de attractie binnen de vloeistof zelf zal de bevochtiging mogelijk zijn.
72
Waarom zal water glas wel bevochtigen maar glas met een laagje vet er op niet ?
Een glazen oppervlak bevat veel zuurstofatomen
=> Er kunnen waterstofbruggen gevormd worden
Bij vet zal er niet veel aantrekkingskracht zijn omdat dit polair met apolair is.
73
Hoe kan men de hydrofobiciteit van een materiaal kwantificeren ?
Men kan beroep doen op een contacthoekmeting
-> Men dropt een druppel water op het oppervlak en dan wordt de hoek gemeten tussen het water en het oppervlak. (Van binnen in de druppel tot de rand van de druppel gemeten)
74
Wanneer is een oppervlak hydrofiel ?
De contacthoek met een druppel water is kleiner dan 90°.
75
Wanneer is een oppervlak hydrofoob ?
De contacthoek met een druppel water is groter dan 90°.
76
Hoe werken zepen en detergenten ?
-> Lange hydrofobe staart die goed in olie oplost
-> Kleine hydrofiele kop die waterstofbruginteracties zal aangaan
=> Zeepmoleculen rangschikken zich spontaan aan de olie-water interfase
-> Verlagen de oppervlaktespanning
=> Oppervlakte-actieve of tensio-actieve stoffen
=> Bevochtiging van textiel of huid makkelijker zodat de vetfase makkelijker opgebroken wordt in een emulsie (emulsificatie van olie) met een grote hoop micellen.
77
Geef een definitie voor 'viscositeit'.
Een maat voor de weerstand tegen stroming.
-> Ook vaste stoffen en gassen hebben een viscositeit
78
Leg viscositeit uit aan de hand van interdeeltjeskrachten.
-> Viscositeit kan men zien als de interne wrijving van het materiaal. Het is beïnvloe door zowel de intermoleculaire interacties als door de molecualire grootte en vorm.
79
Waaorm is ethyleenglycol viskeuzer dan aceton ?
Door de OH-groepen in ethyleenglycol die waterstofbruggen kunnen vormen tussen ethyleenglycolmolecules
-> Sterkere intermoleculaire krachten.
80
Wat kan je zeggen over de invloed van temperatuur op viscosieit ?
De viscositeit daalt met stijgende temperatuur.
81
Wat kan je zeggen over de invloed van de moleculaire grootte op viscositeit ?
-> Pentaan is de eerste die vloeibaar is bij kamertemperatuur
-> Pentadecaan is de laatste die nog vloeibaar is bij kamertemperatuur
-> Octadecaan is een zeer viskeuze wasachtige vaste stof bij kamertemperatuur
82
