Fysische scheidingstechnieken
Les 1
Verschillende fases hebben verschillende afstanden tussen moleculen. In de gasfase zitten ze
bijvoorbeeld ver uit elkaar, kunnen snel bewegen en dus snel diffusere. In de vloeistoffase zitten de
moleculen al dichter bij elkaar maar ze zijn nog steeds niet netjes geordend. In de vaste fase zitten de
moleculen dicht op elkaar en zijn ze netjes geordend.
Twee zaken belangrijk zijn in de fase overgangen (temperatuur en druk constant)
- Kinetische energie: hoe snel bewegen de deeltjes.
- Aantrekkingskracht tussen de deeltjes. Verschillende interacties tussen moleculen.
Bij verandering van temperatuur verandert de gemiddelde kinetische energie. Hoe hoger de
temperatuur hoe hoger de kinetische energie doordat de deeltjes sneller gaan bewegen. Bij
verhoging van de druk komen de moleculen dichter op elkaar te zitten.
De covalente binding binnen een molecuul is erg sterk, de intermoleculaire krachten zijn een stuk
zwakker. Intermoleculaire krachten worden ook wel vdw-krachten genoemd. Bepaald onder anderen
smeltpunt. Vuistregel: Hoe sterker de intermoleculaire krachten zijn, hoe hoger het kookpunt-
/smeltpunt is van een molecuul.
Vier soorten intermoleculaire krachten:
- Ion-dipool krachten
Deze interacties zijn belangrijk bij ionen die in
een oplossing van ionen zitten. De sterkte van
deze krachten maakt het mogelijk om ionische
deeltjes op te lossen in polaire oplosmiddelen.
Wanneer de centra van de positieve en negatieve
ionen samenvallen, heb je geen ion-dipool
moment.
- Dipool dipool krachten
Als je te maken hebt met twee moleculen met een permanente dipool. Deze krachten gelden
alleen als de deeltjes dicht op elkaar zitten. Als moleculen even zwaar en groot zijn, is de
sterkte van de intermoleculaire kracht groter waardoor de polariteit groter wordt. Hoe meer
polair een molecuul is hoe hoger het kookpunt. (dipoolmoment tekenen van negatief naar
positief)
- London dispersie krachten
Komt voor in alle moleculen. (zwakste van allemaal) De sterkte van de london dispersie
krachten hangt af van de mogelijkheden tot een dipool moment. Dit wordt polarisability
genoemd. Bij een groter molecuul is de polarisability beter omdat er meerdere elektronen
zijn die ook verder van de kern liggen. De kracht neemt toe bij een toename van de
moleculaire massa. De vorm van een molecuul heeft ook invloed op de dispersie krachten.
Een lang, dun molecuul heeft een sterkere london dispersiekrachten dan korte, dikke
moleculen. Grotere polariseerbaarheid, grotere london dispersie krachten.
- Waterstofbruggen (speciale vorm van dipool dipool interacties)
Soort dipool dipool interactie, waterstof gebonden aan elektronegatief atoom zoals N, O en
F.
Viscositeit: de mate waarin een vloeistof vloeibaar is. Ook geeft het de weerstand van vloeien aan.
Denk aan de vloeibaarheid van stroop -> vloeit niet lekker. Viscositeit neemt toe bij grotere
intermoleculaire krachten en neemt af bij hogere temperaturen.
Les 1
Verschillende fases hebben verschillende afstanden tussen moleculen. In de gasfase zitten ze
bijvoorbeeld ver uit elkaar, kunnen snel bewegen en dus snel diffusere. In de vloeistoffase zitten de
moleculen al dichter bij elkaar maar ze zijn nog steeds niet netjes geordend. In de vaste fase zitten de
moleculen dicht op elkaar en zijn ze netjes geordend.
Twee zaken belangrijk zijn in de fase overgangen (temperatuur en druk constant)
- Kinetische energie: hoe snel bewegen de deeltjes.
- Aantrekkingskracht tussen de deeltjes. Verschillende interacties tussen moleculen.
Bij verandering van temperatuur verandert de gemiddelde kinetische energie. Hoe hoger de
temperatuur hoe hoger de kinetische energie doordat de deeltjes sneller gaan bewegen. Bij
verhoging van de druk komen de moleculen dichter op elkaar te zitten.
De covalente binding binnen een molecuul is erg sterk, de intermoleculaire krachten zijn een stuk
zwakker. Intermoleculaire krachten worden ook wel vdw-krachten genoemd. Bepaald onder anderen
smeltpunt. Vuistregel: Hoe sterker de intermoleculaire krachten zijn, hoe hoger het kookpunt-
/smeltpunt is van een molecuul.
Vier soorten intermoleculaire krachten:
- Ion-dipool krachten
Deze interacties zijn belangrijk bij ionen die in
een oplossing van ionen zitten. De sterkte van
deze krachten maakt het mogelijk om ionische
deeltjes op te lossen in polaire oplosmiddelen.
Wanneer de centra van de positieve en negatieve
ionen samenvallen, heb je geen ion-dipool
moment.
- Dipool dipool krachten
Als je te maken hebt met twee moleculen met een permanente dipool. Deze krachten gelden
alleen als de deeltjes dicht op elkaar zitten. Als moleculen even zwaar en groot zijn, is de
sterkte van de intermoleculaire kracht groter waardoor de polariteit groter wordt. Hoe meer
polair een molecuul is hoe hoger het kookpunt. (dipoolmoment tekenen van negatief naar
positief)
- London dispersie krachten
Komt voor in alle moleculen. (zwakste van allemaal) De sterkte van de london dispersie
krachten hangt af van de mogelijkheden tot een dipool moment. Dit wordt polarisability
genoemd. Bij een groter molecuul is de polarisability beter omdat er meerdere elektronen
zijn die ook verder van de kern liggen. De kracht neemt toe bij een toename van de
moleculaire massa. De vorm van een molecuul heeft ook invloed op de dispersie krachten.
Een lang, dun molecuul heeft een sterkere london dispersiekrachten dan korte, dikke
moleculen. Grotere polariseerbaarheid, grotere london dispersie krachten.
- Waterstofbruggen (speciale vorm van dipool dipool interacties)
Soort dipool dipool interactie, waterstof gebonden aan elektronegatief atoom zoals N, O en
F.
Viscositeit: de mate waarin een vloeistof vloeibaar is. Ook geeft het de weerstand van vloeien aan.
Denk aan de vloeibaarheid van stroop -> vloeit niet lekker. Viscositeit neemt toe bij grotere
intermoleculaire krachten en neemt af bij hogere temperaturen.
