CHEMIE H4.pdf

# Intramoleculaire en intermoleculaire krachten Dit topic onderzoekt de krachten die deeltjes bijeenhouden, zowel binnen als tussen moleculen, en hun impact op chemische en fysische eigenschappen [1](#page=1). ### 1.1 Intramoleculaire krachten Intramoleculaire krachten zijn de sterke bindingen, zoals covalente en ionische bindingen, die atomen bijeenhouden binnen een molecuul. Ze bepalen de chemische eigenschappen van stoffen en zijn verantwoordelijk voor de structurele integriteit van moleculen. In sommige gevallen, zoals bij diamant en grafiet (covalent) of natriumchloride (ionisch), houden deze krachten ook de deeltjes op macroscopische schaal bijeen [1](#page=1). ### 1.2 Intermoleculaire krachten (of Van der Waals-krachten) Intermoleculaire krachten zijn zwakkere krachten die tussen samenstellende deeltjes in gecondenseerde fasen (vloeistoffen en vaste stoffen) werken. Deze krachten beïnvloeden fysische eigenschappen zoals kook- en smeltpunten en spelen een rol bij interacties tussen opgeloste deeltjes en het oplosmiddel. Het verbreken van intermoleculaire krachten vereist minder energie dan het verbreken van intramoleculaire bindingen; zo kost het verdampen van water 40.7 kJ/mol (intermoleculair) terwijl het breken van de covalente bindingen binnen een watermolecuul 927 kJ/mol vereist (intramoleculair) [1](#page=1). #### 1.2.1 Soorten intermoleculaire krachten Er zijn verschillende soorten intermoleculaire krachten, elk met hun eigen sterkte en kenmerken: * **Ion-dipoolinteracties:** Deze treden op wanneer ionen worden opgelost in een polair oplosmiddel, zoals zouten in water. De solventmoleculen oriënteren zich zodanig dat de positieve delen van de dipolen naar negatieve ionen worden aangetrokken en de negatieve delen naar positieve ionen. Dit fenomeen wordt solvatatie genoemd, en hydratatie specifiek voor water. Voorbeelden zijn het oplossen van NaCl in water, waarbij de zuurstofatomen van water (negatieve pool) zich richten naar Na⁺-ionen en de waterstofatomen (positieve pool) naar Cl⁻-ionen. Complexe vorming, zoals tussen K⁺ en 18-kroon-6, valt hier ook onder. Deze interacties mogen niet verward worden met coördinatieve bindingen, wat een intramoleculaire kracht is [1](#page=1) [2](#page=2) [8](#page=8). * **Dipool-dipoolinteracties:** Deze krachten ontstaan tussen polaire moleculen die permanente partiële ladingen bezitten. Het positieve deel van de ene dipool wordt aangetrokken tot het negatieve deel van de andere dipool, mits een gunstige oriëntatie. Deze interacties zijn zwakker dan ion-dipoolinteracties en nemen af met toenemende afstand, zoals in gassen. Een voorbeeld is de interactie tussen HCl-moleculen [2](#page=2). * **Waterstofbruggen:** Dit zijn een speciaal type dipool-dipoolinteractie die optreden wanneer een waterstofatoom gebonden is aan een klein, sterk elektronegatief atoom (zoals zuurstof, stikstof of fluor). De grote polariteit van de binding en de korte afstand tussen de atomen resulteren in een sterke interactie. Waterstofbruggen hebben een aanzienlijke invloed op de fysische eigenschappen van stoffen. Voorbeelden zijn het dimeriseren van azijnzuur en de interacties tussen nucleobases in DNA (guanine en cytosine), en de complexe ordeningen in "Rosetta"-structuren [2](#page=2) [3](#page=3). * **Geïnduceerde dipolen:** Deze ontstaan wanneer een extern elektrisch veld, afkomstig van een ion of een polair molecuul, de elektronendichtheid in een ander, normaal apolair, molecuul verstoort. Hierdoor ontstaat een tijdelijke dipool in het gemanipuleerde molecuul, wat leidt tot een interactie. De polariseerbaarheid, de mate waarin de elektronendichtheid kan worden vervormd, neemt toe met de grootte van het atoom en het aantal elektronen. In apolaire atomen of moleculen, zoals edelgassen of alkenen, kunnen spontane fluctuaties in de elektronendichtheid ook tijdelijke dipolen en dus zwakke intermoleculaire krachten veroorzaken, bekend als dispersiekrachten. Bij grotere atomen zijn dispersiekrachten vaak belangrijker dan dipool-dipoolinteracties [3](#page=3). #### 1.2.2 Dispersiekrachten Dispersiekrachten (ook wel Londonkrachten genoemd) zijn zwakke intermoleculaire krachten die optreden tussen alle moleculen, zowel polair als apolair. Ze ontstaan door tijdelijke, geïnduceerde dipolen die het gevolg zijn van fluctuaties in de elektronendichtheid. De sterkte van deze krachten neemt toe met de grootte en het aantal elektronen van het molecuul, waardoor grotere moleculen sterkere dispersiekrachten ervaren [3](#page=3). ### 1.3 Intermoleculaire krachten in verschillende fasen #### 1.3.1 Vloeistoffen Vloeistoffen vertonen eigenschappen die tussen die van gassen en vaste stoffen in liggen. Ze zijn minder samendrukbaar dan gassen en hebben meer interacties tussen de deeltjes, maar minder dan in vaste stoffen. Het smelten van water vereist slechts 6.0 kJ/mol om interacties te verbreken, terwijl verdamping 40.7 kJ/mol vergt [3](#page=3). ##### 1.3.1.1 Fysische eigenschappen in vloeistoffen * **Dampspanning en kookpunt:** De dampspanning is de druk van de damp boven een vloeistof bij evenwicht, en deze neemt toe met de temperatuur. Het kookpunt is de temperatuur waarbij de dampspanning gelijk is aan de omgevingsdruk. Een lagere omgevingsdruk resulteert in een lager kookpunt. Stoffen met een hogere moleculaire massa hebben doorgaans meer dispersiekrachten, wat leidt tot een hogere kookpunt en lagere dampspanning. Sterkere intermoleculaire krachten, zoals waterstofbruggen in water en glycerine, verhogen het kookpunt aanzienlijk, zelfs bij vergelijkbare moleculaire massa's als apolaire moleculen [4](#page=4). #### 1.3.2 Vaste stoffen Vaste stoffen kunnen kristallijn (regelmatig gerangschikt) of amorf zijn [6](#page=6). ##### 1.3.2.1 Soorten kristallijne stoffen * **Ionische vaste stoffen:** Bestaan uit kationen en anionen, samengehouden door ionische bindingen (bv. NaCl) [6](#page=6). * **Moleculaire vaste stoffen:** Moleculen worden samengehouden door intermoleculaire krachten (bv. ijs door waterstofbruggen, vast CO₂ door dispersiekrachten) [6](#page=6). * **Atomaire vaste stoffen:** Enkelvoudige atomen die door dispersiekrachten worden samengehouden (enkel bij edelgassen) [6](#page=6). * **Covalente netwerken:** Grote aantallen atomen verbonden door een covalent netwerk (bv. diamant, grafiet, siliciumoxide). Grafiet heeft sterke covalente bindingen en zwakke dispersiekrachten tussen lagen; diamant heeft sp³-koolstoffen. Andere koolstofnetwerken zijn nanodiamanten, nanobuizen, en fullerenen [6](#page=6) [7](#page=7). * **Metalen:** Individuele atomen samengehouden door gedelokaliseerde valentie-elektronen, wat elektrische geleidbaarheid verklaart [7](#page=7). ##### 1.3.2.2 Fysische eigenschappen van vaste stoffen * **Smeltpunt:** Dit is sterk afhankelijk van de aard van de interacties. Vaste edelgassen en moleculaire vaste stoffen met zwakke intermoleculaire krachten hebben lage smeltpunten (bv. He: 3 K; methaan: 91 K). Waterstofbruggen verhogen het smeltpunt (bv. water: 273 K). Ionische vaste stoffen en covalente netwerken hebben zeer hoge smeltpunten omdat ionische of covalente bindingen moeten worden doorbroken; ze ontbinden vaak eerder dan ze smelten. Metalen hebben meestal hoge smeltpunten, maar met grote variatie (bv. Hg is vloeibaar bij kamertemperatuur, Gallium smelt bij 30°C) [7](#page=7). * **Hardheid:** De weerstand tegen het verplaatsen van atomen, vergelijkbaar met viscositeit in vloeistoffen. Deze is afhankelijk van de sterkte van de aantrekkingskrachten. Diamant is het hardst omdat covalente bindingen verbroken moeten worden [7](#page=7) [8](#page=8). * **Elektrische geleidbaarheid:** Metalen zijn goede geleiders door gedelokaliseerde valentie-elektronen. Ionische vaste stoffen zijn niet geleidend omdat de elektronen gelokaliseerd zijn, maar worden geleidend in vloeibare toestand. De meeste covalente stoffen zijn niet-geleidend, met uitzondering van grafiet vanwege gedelokaliseerde π-elektronen [8](#page=8). ### 1.4 Intermoleculaire krachten en oplossingen Oplossingen zijn homogene mengsels van atomen, moleculen of ionen in één fase. De aard van de intermoleculaire krachten bepaalt de oplosbaarheid [8](#page=8). * **Ionische stof in water:** Ion-dipoolinteracties (hydratatie) zijn dominant. Dit is het geval bij NaCl in water [8](#page=8). * **Polaire stof in polair oplosmiddel:** Dipool-dipoolinteracties of waterstofbruggen treden op (bv. methanol in water) [8](#page=8). * **Ionische stof in apolair oplosmiddel:** Ion-geïnduceerde dipoolinteracties vinden plaats, maar zijn zwakker (bv. NaCl in koolwaterstof) [8](#page=8). * **Polair molecule in apolair solvent of omgekeerd:** Zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties treden op (bv. dizuurstof in water lost slecht op) [8](#page=8). * **Apolaire stof in apolair solvent:** Enkel dispersiekrachten zijn aanwezig [8](#page=8). #### 1.4.1 Invloed van intermoleculaire krachten op de oplosbaarheid De oplosbaarheid van een stof in een ander hangt af van de relatieve sterkte van de interacties binnen de stoffen zelf en de interacties tussen de stoffen in de oplossing. Zouten zijn vaak oplosbaar in water omdat de ion-dipoolinteracties in de oplossing minstens even sterk zijn als de aantrekkingskrachten binnen het kristalrooster (roosterenergie). Het hydrateren van ionen levert energie op die helpt bij het vrijkomen van ionen uit het rooster. Zouten zijn daarentegen niet oplosbaar in apolaire oplosmiddelen zoals hexaan, omdat de ion-geïnduceerde dipoolinteracties daar veel zwakker zijn dan de ion-ion interacties in het zout. Olie lost niet op in water door de zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties tussen olie en water, die niet opwegen tegen de sterke waterstofbruggen tussen watermoleculen. Olie lost wel op in hexaan omdat zowel olie als hexaan dispersiekrachten ervaren [9](#page=9). De oplosbaarheid van alcoholen in water en hexaan hangt af van de lengte van de apolaire alkylgroep (R) versus de polaire OH-groep; een kleine R bevordert oplosbaarheid in water, een grote R in hexaan. Vitamines A en D2 zijn vetoplosbaar door hun overwegend koolwaterstofstructuur, terwijl vitamines B2 en C wateroplosbaar zijn vanwege hun vele polaire groepen [9](#page=9). --- # Fysische eigenschappen van vloeistoffen en vaste stoffen Dit gedeelte verklaart fysische eigenschappen van stoffen vanuit de onderliggende intermoleculaire en intramoleculaire krachten [3](#page=3) [4](#page=4) [7](#page=7) [8](#page=8). ### 2.1 Intermoleculaire krachten in vloeistoffen Vloeistoffen vertonen eigenschappen die tussen die van gassen en vaste stoffen in liggen, maar dichter bij vaste stoffen. Het verbreken van interacties bij het smelten van water kost bijvoorbeeld significant minder energie dan bij verdamping [3](#page=3). #### 2.1.1 Geïnduceerde dipolen Een extern elektrisch veld kan de elektronenverdeling in een molecuul verstoren, wat leidt tot een tijdelijk geïnduceerd dipoolmoment. Grotere atomen, met meer elektronen, zijn polariseerbaarder, wat betekent dat hun elektronen beweeglijker zijn. Interacties kunnen ontstaan wanneer een ion of polair molecuul een elektrisch veld creëert dat een dipool induceert in een ander molecuul. Dit is met name relevant in oplossingen. Zelfs in apolaire atomen of moleculen, zoals edelgassen of alkenen, treden geïnduceerde dipolen op door fluctuaties in de elektronenverdeling, wat resulteert in zwakke intermoleculaire krachten die bekend staan als dispersiekrachten. Voor grotere atomen zijn deze dispersiekrachten belangrijker dan dipool-dipoolinteracties vanwege het grotere aantal elektronen [3](#page=3). ### 2.2 Fysische eigenschappen in vloeistoffen Fysische eigenschappen van vloeistoffen kunnen verklaard worden op basis van de intermoleculaire krachten [4](#page=4). #### 2.2.1 De dampspanning en het kookpunt De **dampspanning** is de druk van de damp bij evenwicht, die toeneemt met stijgende temperatuur. Het **kookpunt** is de temperatuur waarbij de druk boven de vloeistof (omgevingsdruk) gelijk is aan de dampspanning. Een voorbeeld hiervan is dat bij 100 graden Celsius de dampspanning van water één atmosfeer bedraagt [4](#page=4). > **Tip:** Een grafiek die de dampspanning ten opzichte van de temperatuur weergeeft (vaak op een logaritmische schaal) kan gebruikt worden om het kookpunt af te lezen. De standaard omgevingsdruk is één atm. Door de druk te verlagen, kan het kookpunt ook verlaagd worden [4](#page=4). De moleculaire massa heeft invloed op de mogelijkheid tot dispersie-interacties tussen moleculen, wat kan leiden tot een hoger kookpunt en lagere dampspanning. Echter, sterkere krachten zoals waterstofbruggen, die aanwezig zijn in stoffen als water en glycerine, kunnen leiden tot een significant lagere dampspanning en hoger kookpunt in vergelijking met apolaire moleculen van vergelijkbaar gewicht. Moleculen die afgeleid zijn van sterk elektronegatieve atomen zoals stikstof (N), zuurstof (O), en fluor (F) kunnen eveneens onverwacht hoge kookpunten vertonen door waterstofbruggen [4](#page=4). ### 2.3 Fysische eigenschappen van vaste stoffen De fysische eigenschappen van vaste stoffen variëren afhankelijk van de aard van de interacties tussen de samenstellende deeltjes [7](#page=7). #### 2.3.1 Het smeltpunt Het **smeltpunt** is sterk variabel en afhankelijk van de interacties tussen de deeltjes. Vaste edelgassen en moleculaire vaste stoffen, die enkel zwakke intermoleculaire krachten bezitten, hebben lage smeltpunten. Waterstofbruggen kunnen het smeltpunt verhogen, zoals te zien is bij water in vergelijking met waterstofsulfide en waterstoftelluride. Ionische vaste stoffen en covalente netwerken hebben zeer hoge smeltpunten omdat chemische bindingen verbroken moeten worden; ze ontbinden vaker dan dat ze smelten. Metalen vertonen over het algemeen hoge smeltpunten met grote variaties; enkele metalen, zoals kwik, zijn zelfs vloeibaar bij kamertemperatuur [7](#page=7). #### 2.3.2 De hardheid De **hardheid** is de weerstand tegen het verplaatsen van atomen en is vergelijkbaar met de viscositeit in vloeistoffen. Hardheid is een functie van de sterkte van de aantrekkingskrachten. Metalen zijn over het algemeen vervormbaarder dan ionische vaste stoffen. Diamant is het hardst omdat er covalente bindingen verbroken moeten worden [7](#page=7) [8](#page=8). #### 2.3.3 De elektrische geleidbaarheid Metalen zijn goede elektrische geleiders vanwege hun gedelokaliseerde valentie-elektronen die onder invloed van een elektrisch veld beweeglijk zijn. Ionische vaste stoffen zijn niet geleidend omdat hun elektronen gelokaliseerd zijn en niet kunnen bewegen, maar ze zijn wel geleidend in vloeibare toestand. De meeste covalente stoffen zijn niet-geleidend, met uitzondering van grafiet, dat gedelokaliseerde pi-elektronen bezit [8](#page=8). ### 2.4 Intermoleculaire krachten en oplossingen Oplossingen zijn homogene mengsels van atomen, moleculen of ionen die uit één fase bestaan. De aard van de intermoleculaire krachten is bepalend voor het oplossen van stoffen [8](#page=8). * **Ionische stof in water:** Dit leidt tot ion-dipoolinteracties, een proces dat **solvatatie** wordt genoemd, en specifiek **hydratatie** als het oplosmiddel water is. Een voorbeeld hiervan is natriumchloride (NaCl) in water [8](#page=8). * **Polaire stof in een polair oplosmiddel:** Dit resulteert in dipool-dipoolinteracties of waterstofbruggen. Voorbeelden zijn methanol of dichloormethaan in water [8](#page=8). * **Ionische stof in een apolair oplosmiddel:** Dit veroorzaakt ion-geïnduceerde dipoolinteracties, die relatief zwak zijn. Een voorbeeld is natriumchloride in koolwaterstof [8](#page=8). * **Polair molecule in een apolair solvent (of omgekeerd):** Dit leidt tot zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties. Dizuurstof lost bijvoorbeeld zeer slecht op in water [8](#page=8). * **Apolaire stof in een apolair solvent:** Hierbij zijn enkel dispersiekrachten betrokken, die sowieso in elke oplossing aanwezig zijn [8](#page=8). --- # Intermoleculaire krachten en oplosbaarheid De oplosbaarheid van stoffen in elkaar wordt bepaald door de relatieve sterkte van de intermoleculaire krachten die tussen de op te lossen stof en het oplosmiddel optreden, en de krachten binnen de zuivere stoffen zelf. Oplossingen zijn homogene mengsels van atomen, moleculen of ionen die uit één fase bestaan, meestal vloeibaar [8](#page=8) [9](#page=9). ### 3.1 Soorten interacties in oplossingen De aard van de intermoleculaire krachten speelt een cruciale rol bij het bepalen of een stof zal oplossen in een ander medium [8](#page=8). #### 3.1.1 Ionische stoffen in water Wanneer een ionische stof in water wordt opgelost, treden ion-dipoolinteracties op. Dit proces wordt specifiek hydratatie genoemd wanneer water het oplosmiddel is. De sterke ion-dipoolinteracties in de oplossing zijn vaak even sterk of sterker dan de roosterenergie die de ionen in het vaste zout bij elkaar houdt. De hydratatie van de opgeloste ionen draagt energie bij, wat helpt bij het vrijkomen van de ionen uit het kristalrooster. Een klassiek voorbeeld hiervan is natriumchloride (NaCl) dat oplost in water [8](#page=8) [9](#page=9). #### 3.1.2 Polaire stoffen in polaire oplosmiddelen Polaire stoffen lossen doorgaans goed op in polaire oplosmiddelen door middel van dipool-dipoolinteracties of waterstofbruggen. Voorbeelden hiervan zijn methanol (CH3OH) of dichloormethaan (CH2Cl2) die oplossen in water [8](#page=8). #### 3.1.3 Ionische stoffen in apolaire oplosmiddelen Ionische stoffen lossen slecht op in apolaire oplosmiddelen, zoals hexaan. De interacties die hier optreden, ion-geïnduceerde dipoolinteracties, zijn aanzienlijk zwakker dan de aantrekkingskrachten tussen de ionen in het vaste zout (#page=8, 9) [8](#page=8) [9](#page=9). #### 3.1.4 Polaire stoffen in apolaire oplosmiddelen (en omgekeerd) Wanneer een polaire molecuul oplost in een apolair solvent, of andersom, treden zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties op. Een voorbeeld hiervan is de zeer slechte oplosbaarheid van dizuurstof (O2) in water. Olie, dat apolair is, lost niet op in water omdat de zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties tussen water en olie niet opwegen tegen de sterke waterstofbruggen tussen de watermoleculen. Olie lost echter wel op in hexaan omdat in beide stoffen en in de oplossing voornamelijk dispersiekrachten aanwezig zijn [8](#page=8) [9](#page=9). #### 3.1.5 Apolaire stoffen in apolaire oplosmiddelen Apolaire stoffen lossen in apolaire oplosmiddelen voornamelijk via dispersiekrachten. Deze dispersiekrachten zijn inherent aanwezig in alle oplossingen, maar worden dominant wanneer zowel de op te lossen stof als het oplosmiddel apolair zijn (#page=8, 9) [8](#page=8) [9](#page=9). ### 3.2 Invloed van de structuur op oplosbaarheid De structuur van moleculen, met name het evenwicht tussen polaire en apolaire delen, beïnvloedt hun oplosbaarheid [9](#page=9). #### 3.2.1 Alcoholen Alcoholen (ROH) bezitten een polaire OH-groep en een apolaire alkylgroep (R). Een kleine alkylgroep bevordert de oplosbaarheid in water, terwijl een grote alkylgroep de oplosbaarheid in apolaire oplosmiddelen zoals hexaan vergroot [9](#page=9). #### 3.2.2 Vitamines Vitamines illustreren dit principe. Vitamines A en D2 zijn vetoplosbaar omdat ze grotendeels uit koolwaterstoffen bestaan, met slechts één OH-groep. Vitamines B2 en C zijn daarentegen wateroplosbaar vanwege de aanwezigheid van meerdere polaire groepen [9](#page=9). > **Tip:** Een vuistregel voor oplosbaarheid is "gelijksoortige lost gelijksoortige op" (polar dissolves polar, nonpolar dissolves nonpolar). Dit komt neer op de compatibiliteit van de intermoleculaire krachten (#page=8, 9) [8](#page=8) [9](#page=9). --- ## Veelgemaakte fouten om te vermijden - Bestudeer alle onderwerpen grondig voor examens - Let op formules en belangrijke definities - Oefen met de voorbeelden in elke sectie - Memoriseer niet zonder de onderliggende concepten te begrijpen

| Term | Definition | |------|------------| | Intramoleculaire krachten | Krachten die atomen bijeenhouden binnen een molecuul, zoals covalente of ionische bindingen. Deze krachten zijn zeer sterk en bepalen de chemische eigenschappen van een stof. | | Intermoleculaire krachten | Zwakkere krachten tussen samenstellende deeltjes in gecondenseerde fasen (zoals vloeistoffen en vaste stoffen) die fysische eigenschappen zoals kookpunt en smeltpunt bepalen. Deze worden ook wel Van der Waals-krachten genoemd. | | Covalente binding | Een chemische binding waarbij atomen elektronen delen om een stabiele elektronenconfiguratie te bereiken. Deze bindingen zijn sterk en komen voor binnen moleculen. | | Ionische binding | Een chemische binding die ontstaat door de elektrostatische aantrekking tussen positief geladen kationen en negatief geladen anionen, meestal na elektronenoverdracht. | | Ion-dipoolinteracties | Elektrostatische aantrekkingen tussen een ion en het dipoolmoment van een polair molecuul. Deze spelen een belangrijke rol bij het oplossen van ionische stoffen in polaire oplosmiddelen zoals water. | | Dipool-dipoolinteracties | Elektrostatische interacties tussen de partiële positieve en negatieve ladingen van polaire moleculen. Deze interacties zijn zwakker dan ion-dipoolinteracties. | | Waterstofbruggen | Een specifieke, sterke vorm van dipool-dipoolinteractie waarbij een waterstofatoom gebonden aan een zeer elektronegatief atoom (zoals O, N, of F) wordt aangetrokken tot een ander elektronegatief atoom. | | Geïnduceerde dipolen | Tijdelijke dipoolmomenten die ontstaan in een niet-polair molecuul als gevolg van de aanwezigheid van een extern elektrisch veld, bijvoorbeeld van een nabijgelegen ion of polair molecuul, of door fluctuaties in de elektronenverdeling. | | Dispersiekrachten | Zwakke intermoleculaire krachten die ontstaan door tijdelijke dipolen als gevolg van willekeurige fluctuaties in de elektronenverdeling van atomen of moleculen. Ze zijn aanwezig in alle stoffen, maar dominant in apolaire moleculen. | | Dampspanning | De druk die de damp van een stof uitoefent wanneer deze in evenwicht is met de vloeibare of vaste fase bij een bepaalde temperatuur. | | Kookpunt | De temperatuur waarbij de dampspanning van een vloeistof gelijk is aan de omgevingsdruk, waardoor de vloeistof begint te koken en overgaat in damp. | | Smeltpunt | De temperatuur waarbij een vaste stof overgaat in de vloeibare fase. Dit is afhankelijk van de sterkte van de bindingen en interacties binnen de vaste stof. | | Solvatatie | Het proces waarbij oplosmiddelmoleculen de opgeloste deeltjes omringen en interageren. Wanneer het oplosmiddel water is, spreekt men van hydratatie. |