CHEMIE H4.pdf

# Intramoleculaire en intermoleculaire krachten Dit onderwerp verkent de krachten die atomen en moleculen bijeenhouden, met een focus op de sterke intramoleculaire bindingen en de zwakkere intermoleculaire interacties, ook wel Van der Waals-krachten genoemd [1](#page=1). ### 1.1 Intramoleculaire krachten Intramoleculaire krachten zijn de sterke bindingen die atomen binnen een molecuul bijeenhouden, zoals covalente of ionische bindingen. Deze krachten zijn essentieel voor de stabiliteit van moleculen en bepalen hun chemische eigenschappen. Ze kunnen ook op macroscopische schaal stoffen bijeenhouden, zoals in diamant of grafiet (covalent) en NaCl (ionisch) [1](#page=1). ### 1.2 Intermoleculaire krachten (Van der Waals-krachten) Intermoleculaire krachten zijn zwakkere aantrekkingskrachten die bestaan tussen samenstellende deeltjes in gecondenseerde fasen (vloeistoffen en vaste stoffen). Ze beïnvloeden fysische eigenschappen zoals kook- en smeltpunten en zijn ook van toepassing op interacties tussen opgeloste deeltjes en het oplosmiddel [1](#page=1). Het verschil in sterkte tussen intra- en intermoleculaire krachten kan worden geïllustreerd aan de hand van water: het verdampen van water (een intermoleculair fenomeen) vereist energie van 40.7 kJ/mol, terwijl het breken van de covalente bindingen binnen een watermolecuul (intramoleculair fenomeen) 927 kJ/mol vereist. Dit toont aan dat intramoleculaire interacties aanzienlijk sterker zijn [1](#page=1). #### 1.2.1 Soorten intermoleculaire krachten Er zijn verschillende soorten intermoleculaire krachten: ##### 1.2.1.1 Ion-dipoolinteracties Deze interacties treden op wanneer een ion in een polair oplosmiddel wordt opgelost. Het oplosmiddelmolecuul oriënteert zich zo dat de elektronische interacties met het ion gemaximaliseerd worden [1](#page=1) [2](#page=2). * **Voorbeeld:** Het oplossen van NaCl in water, waarbij de negatieve zuurstofatomen van watermoleculen zich richten naar de Na$^+$ ionen en de positieve waterstofatomen naar de Cl$^-$ ionen [2](#page=2). * Ion-dipoolinteracties zijn ook relevant bij complexvorming, zoals de vorming van een complex tussen K$^+$ en 18-kroon-6. Dit moet niet verward worden met coördinatieve bindingen, die intramoleculair zijn [2](#page=2). ##### 1.2.1.2 Dipool-dipoolinteracties Deze interacties vinden plaats tussen polaire moleculen die partiële ladingen bezitten. De positieve pool van het ene molecuul trekt de negatieve pool van het andere aan, mits de oriëntatie gunstig is. Deze interacties zijn zwakker dan ion-dipoolinteracties en nemen af met toenemende afstand tussen de deeltjes [2](#page=2). * **Voorbeeld:** HCl-moleculen vormen dipool-dipoolinteracties [2](#page=2). ##### 1.2.1.3 Waterstofbruggen Waterstofbruggen zijn een speciaal type, zeer sterke dipool-dipoolinteracties die optreden wanneer waterstofatomen gebonden zijn aan kleine, elektronegatieve atomen zoals zuurstof (O), stikstof (N) of fluor (F). De grote dipool en de korte afstand tussen de deeltjes versterken deze interactie. Waterstofbruggen hebben een grote invloed op de fysische eigenschappen van stoffen [2](#page=2). * **Voorbeeld:** Azijnzuur kan als dimeer verdampen door waterstofbruggen. Ook de interactie tussen nucleobasen zoals guanine en cytosine en de ordening in "Rosettas" berusten op waterstofbruggen [3](#page=3). ##### 1.2.1.4 Geïnduceerde dipolen Een extern elektrisch veld kan de elektronendichtheid in een molecule verstoren, wat leidt tot de vorming van een tijdelijke dipoolmoment (polarisatie). Hoe meer elektronen een atoom heeft (groter atoom), hoe groter de polariseerbaarheid en dus de beweeglijkheid van de elektronen [3](#page=3). * Een ion of een polair molecule kan een dipool induceren in een ander molecule, wat leidt tot een interactie [3](#page=3). * Zelfs in apolaire atomen of moleculen (zoals edelgassen of alkenen) kunnen fluctuaties in de elektronenverdeling tijdelijke dipolen veroorzaken, wat leidt tot zwakke intermoleculaire krachten: dispersiekrachten [3](#page=3). * Voor grote atomen zijn dispersiekrachten belangrijker dan dipool-dipoolinteracties vanwege het grotere aantal elektronen [3](#page=3). ### 1.3 Intermoleculaire krachten in vloeistoffen Vloeistoffen vertonen eigenschappen die tussen die van gassen (geringe interacties) en vaste stoffen (sterke interacties) in liggen, maar dichter bij vaste stoffen. Het smelten van water kost relatief weinig energie om interacties te verbreken (6.0 kJ/mol), terwijl verdampen aanzienlijk meer energie vereist (40.7 kJ/mol) omdat meer intermoleculaire interacties verbroken moeten worden [3](#page=3). #### 1.3.1 Fysische eigenschappen in vloeistoffen verklaard door intermoleculaire krachten * **Dampspanning en kookpunt:** De dampspanning is de druk van de damp bij evenwicht, die toeneemt met de temperatuur. Het kookpunt is de temperatuur waarbij de dampspanning gelijk is aan de omgevingsdruk [4](#page=4). * Een lagere omgevingsdruk resulteert in een lager kookpunt [4](#page=4). * Moleculaire massa is gerelateerd aan de sterkte van dispersiekrachten: een hogere moleculaire massa leidt over het algemeen tot een hoger kookpunt en een lagere dampspanning. Echter, sterkere intermoleculaire krachten zoals waterstofbruggen kunnen leiden tot onverwacht lage dampspanningen en hoge kookpunten, zelfs bij moleculen met vergelijkbare moleculaire massa, zoals bij water en glycerine [4](#page=4). ### 1.4 Vaste stoffen Vaste stoffen kunnen kristallijn (regelmatig geordend) of amorf zijn. De aard van de interacties tussen de deeltjes bepaalt de fysische eigenschappen van vaste stoffen [6](#page=6). #### 1.4.1 Soorten kristallijne stoffen * **Ionische vaste stoffen:** Bestaan uit kationen en anionen samengehouden door ionische bindingen (bv. NaCl) [6](#page=6). * **Moleculaire vaste stoffen:** Moleculen samengehouden door intermoleculaire krachten (bv. ijs door waterstofbruggen, vast CO$_2$ door dispersiekrachten) [6](#page=6). * **Atomaire vaste stoffen:** Atomen samengehouden door dispersiekrachten (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 dispersiekrachten tussen de lagen. Andere voorbeelden zijn nanodiamanten, nanobuizen en fullerenen [6](#page=6) [7](#page=7). * **Metalen:** Atomen samengehouden door gedelokaliseerde valentie-elektronen, wat de elektrische geleidbaarheid verklaart [7](#page=7). #### 1.4.2 Fysische eigenschappen van vaste stoffen * **Smeltpunt:** Het smeltpunt varieert sterk afhankelijk van de aard van de interacties [7](#page=7). * Vaste edelgassen en moleculaire vaste stoffen met zwakke intermoleculaire krachten hebben lage smeltpunten [7](#page=7). * Waterstofbruggen verhogen het smeltpunt [7](#page=7). * Ionische vaste stoffen en covalente netwerken hebben zeer hoge smeltpunten omdat chemische bindingen verbroken moeten worden. Ze ontbinden vaak eerder dan te smelten [7](#page=7). * Metalen hebben meestal hoge smeltpunten, maar met grote variatie; sommige zijn zelfs vloeibaar bij kamertemperatuur (bv. kwik, gallium) [7](#page=7). * **Hardheid:** Dit is de weerstand tegen het verplaatsen van atomen en is afhankelijk van de sterkte van de aantrekkingskrachten. Diamant is zeer hard omdat covalente bindingen verbroken moeten worden. Metalen zijn vervormbaarder dan ionische vaste stoffen [7](#page=7) [8](#page=8). * **Elektrische geleidbaarheid:** * Metalen zijn goede geleiders door gedelokaliseerde valentie-elektronen [8](#page=8). * Ionische vaste stoffen zijn niet geleidend in vaste toestand omdat elektronen gelokaliseerd zijn, maar wel in vloeibare toestand [8](#page=8). * De meeste covalente stoffen zijn niet-geleidend, met uitzondering van grafiet door gedelokaliseerde π-elektronen [8](#page=8). ### 1.5 Oplossingen Oplossingen zijn homogene mengsels van atomen, moleculen of ionen in één fase [8](#page=8). #### 1.5.1 Intermoleculaire krachten en oplossingen De aard van de intermoleculaire krachten bepaalt de oplosbaarheid: * **Ionische stof in water:** Treden ion-dipoolinteracties op, ook wel hydratatie genoemd [8](#page=8). * **Polaire stof in polair oplosmiddel:** Dipool-dipoolinteracties of waterstofbruggen komen voor [8](#page=8). * **Ionische stof in apolair oplosmiddel:** Ion-geïnduceerde dipoolinteracties treden op, maar zijn niet erg sterk [8](#page=8). * **Polair molecule in apolair solvent (of omgekeerd):** Zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties [8](#page=8). * **Apolaire stof in apolair solvent:** Enkel dispersiekrachten zijn aanwezig [8](#page=8). #### 1.5.2 Invloed van intermoleculaire krachten op de oplosbaarheid De oplosbaarheid van een stof hangt af van de relatieve sterkte van de interacties binnen de stoffen zelf en tussen de stoffen in oplossing [9](#page=9). * Zouten zijn vaak oplosbaar in water omdat de sterke ion-dipoolinteracties in oplossing minstens even sterk zijn als de aantrekkingskrachten in het zoutkristal (roosterenergie) [9](#page=9). * Zouten zijn niet oplosbaar in apolaire oplosmiddelen zoals hexaan, omdat de ion-geïnduceerde dipoolinteracties veel zwakker zijn dan de roosterenergie [9](#page=9). * Olie lost niet op in water omdat de zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties tussen olie en water niet opwegen tegen de sterke waterstofbruggen tussen watermoleculen. Olie lost wel op in hexaan omdat in beide stoffen en de oplossing dispersiekrachten voorkomen [9](#page=9). > **Tip:** "Gelijksoortige lost gelijksoortige op" is een nuttig principe: polaire stoffen lossen goed op in polaire oplosmiddelen, en apolaire stoffen in apolaire oplosmiddelen [9](#page=9). * De oplosbaarheid van alcoholen in water en hexaan varieert met de lengte van de apolaire alkylgroep (R) en de polariteit van de OH-groep. Kleine R leidt tot oplosbaarheid in water, grote R tot oplosbaarheid in hexaan [9](#page=9). * Vitamines illustreren dit principe: vetoplosbare vitamines (A, D2) hebben voornamelijk koolwaterstofstructuren, terwijl wateroplosbare vitamines (B2, C) veel polaire groepen bevatten [9](#page=9). --- # Soorten intermoleculaire krachten Intermoleculaire krachten zijn zwakkere interacties tussen moleculen die fysische eigenschappen zoals kook- en smeltpunten beïnvloeden. Deze krachten spelen een rol in zowel zuivere stoffen als in oplossingen. Ze zijn significant zwakker dan intramoleculaire krachten, zoals blijkt uit het verschil in benodigde energie om covalente bindingen te verbreken versus het verdampen van water [1](#page=1). ### 2.1 Ion-dipoolinteracties Ion-dipoolinteracties treden op wanneer een ion interageert met een polair molecuul. De solventmoleculen oriënteren zich zo dat de elektronische interacties tussen het solvent en de opgeloste stof gemaximaliseerd worden [1](#page=1) [2](#page=2). > **Voorbeeld:** Bij het oplossen van natriumchloride (NaCl) in water, zullen de zuurstofatomen (met een partiële negatieve lading) van watermoleculen zich richten naar de natriumionen (positief geladen), en de waterstofatomen (met een partiële positieve lading) zich richten naar de chloride-ionen (negatief geladen) [2](#page=2). Deze interacties zijn ook relevant bij complexvorming, maar moeten niet verward worden met coördinatieve bindingen, die intramoleculair van aard zijn en een significant covalent karakter kunnen hebben [2](#page=2). ### 2.2 Dipool-dipoolinteracties Dipool-dipoolinteracties vinden plaats tussen polaire moleculen met partiële ladingen. De positieve pool van het ene molecuul trekt de negatieve pool van een ander molecuul aan, wat leidt tot elektrostatische interacties. Deze interacties zijn zwakker dan ion-dipoolinteracties en nemen af met toenemende afstand tussen de moleculen [2](#page=2). > **Voorbeeld:** Waterstofchloride (HCl) moleculen kunnen dipool-dipoolinteracties met elkaar aangaan [2](#page=2). ### 2.3 Waterstofbruggen Waterstofbruggen zijn een speciaal type dipool-dipoolinteractie die optreden wanneer een waterstofatoom gebonden is aan een klein, zeer elektronegatief atoom zoals zuurstof (O), stikstof (N) of fluor (F). Dit resulteert in een sterke dipool en een korte afstand tussen de moleculen, wat leidt tot krachtige interacties. Waterstofbruggen hebben een grote invloed op de fysische eigenschappen van stoffen [2](#page=2). > **Voorbeeld:** Azijnzuurmoleculen kunnen dimeren vormen via waterstofbruggen, wat relevant is bij verdamping. Ook de interacties tussen nucleobasen zoals guanine en cytosine in DNA worden mede door waterstofbruggen bepaald. "Rosettas" die structuren met 18 waterstofbruggen bevatten, illustreren hoe moleculen zich kunnen ordenen door deze interacties [3](#page=3). ### 2.4 Geïnduceerde dipolen Geïnduceerde dipolen ontstaan wanneer een extern elektrisch veld, afkomstig van een ion of een ander polair molecuul, de elektronenverdeling in een neutraal molecule verstoort. Dit creëert een tijdelijk dipoolmoment, waardoor er een interactie ontstaat tussen de deeltjes. De mate waarin een molecule gepolariseerd kan worden, is afhankelijk van het aantal elektronen; grotere atomen met meer elektronen zijn gemakkelijker polariseerbaar [3](#page=3). > **Tip:** De polariseerbaarheid van een molecule neemt toe met het aantal elektronen, omdat deze elektronen mobieler zijn [3](#page=3). Ook in apolaire atomen of moleculen, zoals edelgassen of alkenen, kunnen geïnduceerde dipolen optreden door natuurlijke fluctuaties in de elektronenverdeling. Dit leidt tot zwakke intermoleculaire krachten, bekend als dispersiekrachten. Bij grote atomen kunnen dispersiekrachten belangrijker zijn dan dipool-dipoolinteracties vanwege het grotere aantal beschikbare elektronen [3](#page=3). --- # Fysische eigenschappen van vloeistoffen en vaste stoffen Dit deel behandelt hoe intermoleculaire krachten de fysische eigenschappen van vloeistoffen en vaste stoffen beïnvloeden [3](#page=3) [4](#page=4) [6](#page=6) [7](#page=7) [8](#page=8). ### 3.1 Intermoleculaire krachten en hun invloed op eigenschappen Intermoleculaire krachten zijn de krachten die tussen moleculen werken en bepalen grotendeels de macroscopische fysische eigenschappen van stoffen. Ze variëren in sterkte, van zwakke dispersiekrachten tot sterke ionische en covalente bindingen [3](#page=3) [6](#page=6) [7](#page=7). #### 3.1.1 Soorten intermoleculaire krachten * **Waterstofbruggen:** Een speciale vorm van dipool-dipoolinteracties, waarbij een waterstofatoom gebonden is aan een sterk elektronegatief atoom (N, O, of F) en aantrekking ondervindt van een ander elektronegatief atoom in een naburig molecuul. Ze zijn significant sterker dan gewone dipool-dipoolinteracties en leiden tot hogere kook- en smeltpunten [3](#page=3) [4](#page=4) [7](#page=7). * **Dipool-dipoolinteracties:** Treden op tussen polaire moleculen die permanente dipoolmomenten hebben [3](#page=3). * **Geïnduceerde dipolen:** Kunnen ontstaan wanneer een extern elektrisch veld, veroorzaakt door een ion of een ander polair molecuul, de elektronendichtheid in een naburig molecuul tijdelijk verstoort, waardoor een geïnduceerd dipoolmoment ontstaat. Dit leidt tot dispersiekrachten [3](#page=3). * **Dispersiekrachten (Londonkrachten):** Ontstaan door tijdelijke fluctuaties in de elektronendichtheid van moleculen, waardoor kortstondige dipolen ontstaan die weer andere dipolen kunnen induceren. Ze zijn aanwezig in alle moleculen, maar zijn de enige intermoleculaire krachten in apolaire moleculen en atomen zoals edelgassen. Grotere atomen met meer elektronen zijn gevoeliger voor polarisatie, wat leidt tot sterkere dispersiekrachten [3](#page=3) [6](#page=6). #### 3.1.2 Vloeistoffen: eigenschappen en intermoleculaire krachten Vloeistoffen vertonen eigenschappen die tussen die van gassen en vaste stoffen in liggen, maar dichter bij die van vaste stoffen [3](#page=3). ##### 3.1.2.1 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 van de vloeistof gelijk is aan de omgevingsdruk [4](#page=4). * **Invloed van moleculaire massa:** Over het algemeen leidt een hogere moleculaire massa tot sterkere dispersiekrachten, wat resulteert in een hogere kookpunt en lagere dampspanning [4](#page=4). * **Invloed van sterkere intermoleculaire krachten:** Stoffen met sterkere intermoleculaire krachten, zoals waterstofbruggen in water en glycerine, hebben aanzienlijk hogere kookpunten en lagere dampspanningen dan apolaire moleculen van vergelijkbaar moleculair gewicht [4](#page=4). > **Tip:** Het kookpunt van een vloeistof kan worden verlaagd door de omgevingsdruk te verlagen [4](#page=4). ##### 3.1.2.2 Energie van faseovergangen Het smelten van ijs vereist relatief weinig energie (ongeveer 6,0 kJ/mol) omdat slechts een beperkt aantal interacties verbroken hoeft te worden, terwijl verdamping veel meer energie vereist (ongeveer 40,7 kJ/mol) omdat er veel meer intermoleculaire interacties moeten worden overwonnen [3](#page=3). ### 3.2 Vaste stoffen: soorten en eigenschappen Vaste stoffen kunnen kristallijn (regelmatig gerangschikt) of amorf zijn [6](#page=6). #### 3.2.1 Soorten kristallijne stoffen * **Ionische vaste stoffen:** Bestaan uit kationen en anionen die door sterke ionische bindingen worden samengehouden (bv. NaCl) [6](#page=6). * **Moleculaire vaste stoffen:** Moleculen worden bijeengehouden door intermoleculaire krachten zoals waterstofbruggen (bv. ijs) of dispersiekrachten (bv. vast CO2) [6](#page=6). * **Atomaire vaste stoffen:** Atomen worden enkel bijeengehouden door dispersiekrachten, dit geldt enkel voor edelgassen [6](#page=6). * **Covalente netwerken:** Een groot aantal atomen is via covalente bindingen aan elkaar verbonden in een driedimensionaal netwerk (bv. diamant, grafiet, siliciumoxide). Grafiet heeft sterke covalente bindingen tussen atomen binnen lagen en zwakkere dispersiekrachten tussen de lagen [6](#page=6) [7](#page=7). #### 3.2.2 Fysische eigenschappen van vaste stoffen ##### 3.2.2.1 Het smeltpunt Het smeltpunt varieert sterk afhankelijk van de aard van de bindingen en interacties tussen de samenstellende deeltjes [7](#page=7). * **Lage smeltpunten:** Vaste edelgassen en moleculaire vaste stoffen met zwakke intermoleculaire krachten hebben lage smeltpunten [7](#page=7). * **Verhoogde smeltpunten:** Waterstofbruggen leiden tot hogere smeltpunten (bv. water ) [7](#page=7). * **Zeer hoge smeltpunten:** Ionische vaste stoffen en covalente netwerken hebben zeer hoge smeltpunten omdat er sterke chemische bindingen (ionisch of covalent) gebroken moeten worden; deze stoffen ontbinden vaak eerder dan dat ze smelten [7](#page=7). * **Metalen:** Hebben over het algemeen hoge smeltpunten, met aanzienlijke variatie. Sommige metalen zoals kwik zijn zelfs vloeibaar bij kamertemperatuur [7](#page=7). > **Tip:** De smeltpunten van vaste stoffen die enkel door dispersiekrachten worden bijeengehouden, nemen toe met de grootte van de moleculen en het aantal elektronen [7](#page=7). ##### 3.2.2.2 De hardheid Hardheid is de weerstand tegen het verplaatsen van atomen binnen een vaste stof en is vergelijkbaar met viscositeit in vloeistoffen. De hardheid is een functie van de sterkte van de aantrekkingskrachten [7](#page=7). * Metalen zijn over het algemeen vervormbaarder dan ionische vaste stoffen [8](#page=8). * Diamant is extreem hard omdat er sterke covalente bindingen verbroken moeten worden [8](#page=8). ##### 3.2.2.3 De elektrische geleidbaarheid * **Metalen:** Zijn goede geleiders vanwege de gedelokaliseerde valentie-elektronen die vrij kunnen bewegen onder invloed van een elektrisch veld [7](#page=7) [8](#page=8). * **Ionische vaste stoffen:** Zijn niet geleidend in vaste toestand omdat de elektronen gelokaliseerd zijn. Ze worden wel geleidend in vloeibare toestand [8](#page=8). * **Covalente stoffen:** De meeste zijn niet-geleidend, met de uitzondering van grafiet, dat gedelokaliseerde π-elektronen heeft [8](#page=8). ### 3.3 Oplossingen: intermoleculaire krachten en solvatatie Oplossingen zijn homogene mengsels van atomen, moleculen of ionen in één fase, waarbij we hier focussen op vloeibare oplossingen [8](#page=8). #### 3.3.1 Solvatatie en hydratatie Solvatatie is het proces waarbij een opgeloste stof wordt omgeven door oplosmiddelmoleculen. Wanneer water het oplosmiddel is, spreekt men specifiek van hydratatie. De aard van de interacties tussen de opgeloste stof en het oplosmiddel bepaalt de oplosbaarheid [8](#page=8). * **Ionische stoffen in water:** Ion-dipoolinteracties spelen een rol (bv. NaCl in water) [8](#page=8). * **Polaire stoffen in polaire oplosmiddelen:** Dipool-dipoolinteracties of waterstofbruggen zijn dominant (bv. methanol in water) [8](#page=8). * **Ionische stoffen in apolaire oplosmiddelen:** Ion-geïnduceerde dipoolinteracties treden op, maar zijn zwak [8](#page=8). * **Polaire stoffen in apolaire oplosmiddelen (en omgekeerd):** Zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties komen voor [8](#page=8). * **Apolaire stoffen in apolaire oplosmiddelen:** Enkel dispersiekrachten zijn aanwezig, die sowieso in elke oplossing voorkomen [8](#page=8). > **Tip:** Het principe "gelijk lost gelijk op" is een nuttig heuristiek; polaire oplosmiddelen lossen polaire stoffen en ionen goed op, terwijl apolaire oplosmiddelen apolaire stoffen goed oplossen [8](#page=8). --- # Intermoleculaire krachten en oplosbaarheid Dit onderwerp onderzoekt hoe de relatieve sterkte van intermoleculaire krachten bepaalt of een stof oplost in een andere stof [9](#page=9). ### 4.1 Concept van oplosbaarheid Oplosbaarheden worden bepaald door de sterkte van de interacties binnen de op te lossen stof, binnen het oplosmiddel, en de interacties die ontstaan tussen de op te lossen stof en het oplosmiddel wanneer deze in oplossing gaan. Dit principe kan samengevat worden als "soort lost op in soort" [9](#page=9). ### 4.2 Soorten interacties en hun invloed op oplosbaarheid De aard en sterkte van intermoleculaire krachten zijn cruciaal voor het voorspellen van oplosbaarheid. Hieronder worden de belangrijkste interactietypen en hun impact besproken: #### 4.2.1 Ionische stoffen in water * **Interactie:** Ion-dipoolinteracties [8](#page=8). * **Terminologie:** Dit proces wordt algemeen solvatatie genoemd, en specifiek hydratatie wanneer het oplosmiddel water is [8](#page=8). * **Mechanisme:** De sterke ion-dipoolinteracties die ontstaan tussen de ionen van het zout en de polaire watermoleculen zijn minstens even sterk als de aantrekkingskrachten tussen de ionen in het vaste zout (roosterenergie). Het hydrateren van de ionen levert energie op en helpt bij het vrijkomen van de ionen uit het kristalrooster [9](#page=9). * **Voorbeeld:** Natriumchloride (NaCl) lost goed op in water [8](#page=8). #### 4.2.2 Polaire stoffen in polaire oplosmiddelen * **Interactie:** Dipool-dipoolinteracties of waterstofbruggen [8](#page=8). * **Compatibiliteit:** Polaire moleculen lossen goed op in polaire oplosmiddelen vanwege vergelijkbare intermoleculaire krachten. * **Voorbeeld:** Methanol (CH3OH) of dichloormethaan (CH2Cl2) lossen goed op in water [8](#page=8). #### 4.2.3 Polaire stoffen in apolaire oplosmiddelen (of omgekeerd) * **Interactie:** Zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties [8](#page=8). * **Oplosbaarheid:** Deze interacties zijn over het algemeen zwak, wat resulteert in lage oplosbaarheid. * **Voorbeeld:** Dizuurstof (O2) lost zeer slecht op in water [8](#page=8). #### 4.2.4 Ionische stoffen in apolaire oplosmiddelen * **Interactie:** Ion-geïnduceerde dipoolinteracties [8](#page=8). * **Oplosbaarheid:** Deze interacties zijn relatief zwak [9](#page=9). * **Mechanisme:** De ion-geïnduceerde dipoolinteracties zijn veel zwakker dan de aantrekkingskrachten tussen de ionen in het zout [9](#page=9). * **Voorbeeld:** NaCl lost niet op in koolwaterstoffen zoals hexaan [8](#page=8) [9](#page=9). #### 4.2.5 Apolaire stoffen in apolaire oplosmiddelen * **Interactie:** Enkel dispersiekrachten (van der Waals-krachten) [8](#page=8). * **Oplosbaarheid:** Dispersiekrachten komen in alle oplossingen voor. Apolaire stoffen lossen goed op in apolaire oplosmiddelen omdat de dispersiekrachten tussen de componenten vergelijkbaar zijn [8](#page=8). * **Voorbeeld:** Olie lost goed op in hexaan [9](#page=9). ### 4.3 Invloed van de grootte van moleculaire groepen Bij moleculen die zowel polaire als apolaire groepen bevatten, zoals alcoholen, speelt de relatieve grootte van deze groepen een rol in de oplosbaarheid. * **Kleine alkylgroepen (R):** Een kleine apolaire alkylgroep in een molecuul zoals een alcohol (ROH) zal de oplosbaarheid in water bevorderen, omdat de polaire OH-groep de overhand heeft [9](#page=9). * **Grote alkylgroepen (R):** Een grote apolaire alkylgroep zal de oplosbaarheid in apolaire oplosmiddelen zoals hexaan bevorderen, omdat de apolaire aard van het molecuul dominant wordt [9](#page=9). ### 4.4 Voorbeelden van vitamines De oplosbaarheid van vitamines kan worden verklaard aan de hand van hun moleculaire structuur en de dominante intermoleculaire krachten: * **Vetoplosbare vitamines:** Vitamines A en D2 zijn voornamelijk opgebouwd uit koolwaterstoffen met slechts één polaire OH-groep. Dit maakt ze oplosbaar in vetten (apolaire oplosmiddelen) [9](#page=9). * **Wateroplosbare vitamines:** Vitamines B2 en C bevatten meerdere polaire groepen, waardoor ze goed oplosbaar zijn in water [9](#page=9). ### 4.5 Samenvatting van interacties in oplossingen * **Ionische stof in water:** Ion-dipoolinteracties (hydratatie) [8](#page=8). * **Polaire stof in polair oplosmiddel:** Dipool-dipoolinteracties of waterstofbruggen [8](#page=8). * **Ionische stof in apolair oplosmiddel:** Ion-geïnduceerde dipoolinteracties (zwak) [8](#page=8). * **Polaire stof in apolair oplosmiddel (of omgekeerd):** Dipool-geïnduceerde dipoolinteracties (zwak) [8](#page=8). * **Apolaire stof in apolair oplosmiddel:** Dispersiekrachten [8](#page=8). --- ## 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 | Dit zijn de sterke chemische bindingen (covalente of ionische bindingen) die atomen bijeenhouden binnen een molecule, en die verantwoordelijk zijn voor de chemische eigenschappen van een stof. | | Intermoleculaire krachten | Dit zijn zwakkere krachten die tussen samenstellende deeltjes bestaan in gecondenseerde fasen, en die fysische eigenschappen zoals kookpunt en smeltpunt beïnvloeden. Ze worden ook wel Van der Waals-krachten genoemd. | | Ion-dipoolinteracties | Deze interacties treden op tussen een ion en een polair molecule, waarbij de partiële ladingen van het polaire molecule zich oriënteren ten opzichte van het ion om de aantrekking te maximaliseren. | | Dipool-dipoolinteracties | Dit zijn elektrostatische interacties die optreden tussen polaire moleculen die permanente dipoolmomenten hebben, waarbij de positieve pool van het ene molecuul de negatieve pool van het andere aantrekt. | | Waterstofbruggen | Een speciaal type sterke dipool-dipoolinteractie die optreedt wanneer een waterstofatoom gebonden is aan een zeer elektronegatief atoom (zoals zuurstof, stikstof of fluor), wat leidt tot significante invloeden op fysische eigenschappen. | | Geïnduceerde dipolen | Een tijdelijke dipool die ontstaat in een molecule door de invloed van een extern elektrisch veld of de aanwezigheid van een ion of een ander polair molecule, waardoor de elektronenverdeling verstoord wordt. | | Dispersiekrachten | Zwakke intermoleculaire krachten die ontstaan door tijdelijke dipolen die veroorzaakt worden door willekeurige fluctuaties in de elektronenverdeling van alle atomen en moleculen, zelfs in apolaire stoffen. | | Dampspanning | De druk die de damp uitoefent wanneer deze in evenwicht is met zijn vloeibare fase bij een bepaalde temperatuur. De dampspanning neemt toe met stijgende temperatuur. | | Kookpunt | De temperatuur waarbij de dampspanning van een vloeistof gelijk is aan de omgevingsdruk, wat resulteert in het koken van de vloeistof. | | Ionische vaste stoffen | Vaste stoffen die bestaan uit kationen en anionen die bijeengehouden worden door sterke ionische bindingen, wat resulteert in hoge smeltpunten en hardheid. | | Moleculaire vaste stoffen | Vaste stoffen die bestaan uit discrete moleculen die bijeengehouden worden door intermoleculaire krachten, zoals waterstofbruggen of dispersiekrachten, wat leidt tot lagere smeltpunten. | | Covalente netwerken | Vaste stoffen waarin atomen via een uitgebreid netwerk van covalente bindingen aan elkaar gebonden zijn, wat resulteert in extreem hoge smeltpunten en hardheid, zoals diamant en siliciumoxide. | | Solvatatie | Het proces waarbij oplosmiddelmoleculen de deeltjes van de opgeloste stof omringen en stabiliseren, waardoor de opgeloste stof oplost. Wanneer water het oplosmiddel is, wordt dit hydratatie genoemd. | | Roosterenergie | De energie die nodig is om een ionisch kristal af te breken in individuele, gasvormige ionen. Een hogere roosterenergie duidt op sterkere aantrekkingskrachten tussen de ionen in het kristalrooster. |