cursus-chemie.pdf

# Intermoleculaire aantrekkingskrachten en aggregatietoestanden Intermoleculaire aantrekkingskrachten (IMK) bepalen de aggregatietoestanden en macroscopische eigenschappen van materie [1](#page=1). ## 1. Moleculen kunnen elkaar aantrekken [1](#page=1). Chemische bindingen zijn krachten die atomen *in* een molecuul bijeenhouden. Intermoleculaire krachten (IMK) zijn de aantrekkingskrachten die *tussen* stabiele, neutrale moleculen optreden. Deze krachten zijn elektrostatisch van aard en ontstaan door aantrekking tussen positieve en negatieve ladingen op verschillende moleculen. De sterkte van deze IMK bepaalt de aggregatietoestand van een stof bij een bepaalde temperatuur en druk. Het verbreken van IMK is veel minder energierijk dan het verbreken van chemische bindingen [1](#page=1) [2](#page=2) [3](#page=3). ## 2. Verschillende types intermoleculaire aantrekkingskrachten [3](#page=3). Er worden drie hoofdtypen intermoleculaire krachten onderscheiden tussen neutrale moleculen, afhankelijk van het polaire karakter van de moleculen [3](#page=3): ### 2.1 Dipool-dipoolkrachten: IMK tussen polaire moleculen [4](#page=4). * Polaire moleculen hebben een nettodipoolmoment ($\mu_{\text{netto}} > 0$). Dit betekent dat ze permanente partieel positieve ($\delta^+$) en negatieve ($\delta^-$) geladen zijden hebben [4](#page=4). * Dipool-dipoolkrachten ontstaan door de elektrostatische aantrekking tussen de $\delta^-$ zijde van de ene polaire molecule en de $\delta^+$ zijde van een naburige polaire molecule [4](#page=4). * Deze krachten zijn ongeveer 100 keer zwakker dan covalente bindingen [5](#page=5). * De aantrekkingsenergie is evenredig met het product van de dipoolmomenten en omgekeerd evenredig met de derde macht van de afstand ($r$) tussen de moleculen: $E \approx -\frac{\mu_1 \mu_2}{r^3}$. Een verdubbeling van de afstand leidt tot een 8 keer kleinere aantrekkingsenergie [5](#page=5). * Dipool-dipoolkrachten hebben een korte reikwijdte [5](#page=5). ### 2.2 Geïnduceerde dipool-dipoolkrachten: IMK tussen apolaire moleculen [6](#page=6). * Apolaire moleculen hebben gemiddeld gezien een symmetrische ladingsverdeling en een nettodipoolmoment van nul ($\mu_{\text{netto}} = 0$) [6](#page=6). * Echter, de elektronen in apolaire moleculen bewegen constant (dispersie), wat tijdelijke asymmetrische ladingsverdelingen en dus tijdelijke dipoolmomenten kan veroorzaken (transiënte dipolen). Deze fluctuaties worden "fluctuatie dipolen" genoemd [6](#page=6). * Een tijdelijke dipool in één molecule kan een dipool induceren in een naburige molecule door de elektronen van die naburige molecule aan te trekken. Dit is een *geïnduceerde dipool* [7](#page=7). * Deze tijdelijke dipolen fluctueren synchroon in de tijd, wat leidt tot een elektrostatische aantrekking tussen apolaire moleculen [7](#page=7). * Dit type IMK wordt ook wel **dispersiekracht** of **Londonkracht** genoemd [7](#page=7). * De aantrekkingsenergie is omgekeerd evenredig met de zesde macht van de afstand: $E \approx \frac{1}{r^6}$. Een verdubbeling van de afstand betekent 64 keer minder aantrekking [7](#page=7). * De sterkte van de Londonkracht hangt af van: * **Afstand ($r$)**: Zeer korte reikwijdte [7](#page=7). * **Polariseerbaarheid ($\alpha$)**: De mate waarin de ladingsverdeling in een molecule gemakkelijk kan worden verstoord om een tijdelijke dipool te induceren. De aantrekkingsenergie is evenredig met het product van de polariseerbaarheden van de interagerende moleculen: $E \sim -\alpha_1 \alpha_2$ [8](#page=8). * **Factoren die polariseerbaarheid bepalen**: * **Grootte van de molecule**: Grotere moleculen hebben elektronen die verder van de kernen verwijderd zijn, wat leidt tot grotere ladingsseparatie en dus grotere induceerbare dipoolmomenten ($\mu$) [8](#page=8). * **Aantal elektronen**: Een groter aantal elektronen verhoogt de kans op asymmetrische verdelingen en dus grotere dipoolmomenten [8](#page=8). * **Molecuuloppervlak en -vorm**: Een groter molecuuloppervlak vergroot de kans op interactie. Lineaire en planaire moleculen kunnen elkaar dichter naderen en een groter contactoppervlak vormen dan vertakte of sferische moleculen, wat leidt tot efficiëntere inductie en sterkere aantrekking [9](#page=9). * Londonkrachten treden ook op tussen polaire moleculen, en tussen polaire en apolaire moleculen, maar tussen apolaire moleculen is het de *enige* aantrekkingskracht [9](#page=9). ### 2.3 Waterstofbrugvorming [10](#page=10). * Waterstofbruggen (H-bruggen) zijn de sterkst mogelijke IMK tussen polaire moleculen, maar zijn nog steeds zwakker dan covalente bindingen [10](#page=10). * Ze treden op tussen sterk polaire moleculen die een H-atoom covalent gebonden hebben aan een sterk elektronegatief atoom (Donor: D-H, met D = O, N, of F) en een ander sterk elektronegatief atoom (Acceptor: A, met A = O, N, of F) dat een vrij elektronenpaar bezit [11](#page=11). * **Voorwaarden**: * **Donor molecule**: Moet een H-atoom bevatten dat covalent gebonden is aan O, N of F. Deze O/N/F atomen trekken het valentie-elektron van H sterk naar zich toe, waardoor het H-atoom een sterke partieel positieve lading ($\delta^+$) krijgt en zijn kern bijna onbeschermd achterblijft [11](#page=11). * **Acceptor molecule**: Moet een O, N of F atoom bevatten met een vrij elektronenpaar. Vanwege de hoge elektronegativiteit en kleine diameter van deze atomen uit periode 2, is de lading $\delta^-$ ter hoogte van het acceptoratoom zeer geconcentreerd [11](#page=11). * De aantrekking is elektrostatisch tussen de $\delta^+$ van de donor-H en de $\delta^-$ van het acceptoratoom [11](#page=11). * Watermoleculen kunnen maximaal vier H-bruggen vormen (twee als donor via de H-atomen, twee als acceptor via de vrije elektronenparen op O). Dit verklaart de lage dichtheid van ijs ten opzichte van vloeibaar water [12](#page=12). * H-bruggen kunnen optreden tussen identieke of verschillende moleculen [12](#page=12). ### 2.4 Elektrostatische aantrekking tussen ionen en (a)polaire moleculen [13](#page=13). * **Ion-dipoolinteractie**: Tussen een ion en een polaire molecule. De sterkte hangt af van de ionlading, het dipoolmoment van de molecule en de afstand. Dit is relevant bij het oplossen van zouten in water (hydratatie). De aantrekkingsenergie is $E \sim -\frac{q\mu}{r^2}$ [13](#page=13). * **Ion-geïnduceerde dipoolinteractie**: Tussen een ion en een apolaire molecule. Het ion induceert een dipool in de apolaire molecule. De aantrekkingsenergie is $E \sim -\frac{q\alpha}{r^4}$ [13](#page=13). * **Dipool-geïnduceerde dipoolkracht (Debye-kracht)**: Tussen een polaire molecule en een apolaire molecule. De polaire molecule induceert een tijdelijke dipool in de apolaire molecule. De aantrekkingsenergie is $E \sim -\frac{\mu\alpha}{r^6}$ [13](#page=13). ### 2.5 Relatieve sterkte van de verschillende types zwakke krachten [14](#page=14). De krachten worden gerangschikt van sterk naar zwak: 1. Metaalbinding 2. Ionbinding 3. Covalente Binding 4. Zwakke krachten (IMK): * Ion-dipoolkracht * Waterstofbruggen (sterkste IMK) * Dipool-dipoolkracht * Ion-geïnduceerde dipoolkracht * Dipool-geïnduceerde dipoolkracht (Debye-kracht) * Dispersiekracht (Londonkracht) (zwakste IMK) * Sterke krachten (bindingen) behouden de identiteit van de deeltjes; hun verbreking leidt tot verlies van identiteit [14](#page=14). * Zwakke krachten (IMK) worden overwonnen zonder verlies van identiteit van de deeltjes. Smelt- en kookpunten zijn indicaties van de relatieve sterkte van zwakke krachten [14](#page=14). * **Belangrijke regels voor relatieve sterkte**: * De sterkte van Londonkrachten neemt toe met de grootte van de molecule en de polariseerbaarheid [15](#page=15). * Polaire moleculen hebben zowel dipool-dipoolkrachten (en evt. H-bruggen) als Londonkrachten. De totale IMK is de som hiervan [15](#page=15). * Sterke Londonkrachten (door grote polariseerbaarheid) kunnen soms sterker zijn dan dipool-dipoolkrachten tussen kleine polaire moleculen [15](#page=15). ### 2.6 (Biologisch) Belang van intermoleculaire, niet-covalente krachten [16](#page=16). * **Hydrofiel versus hydrofoob**: De interactie met watermoleculen bepaalt of een stof hydrofiel (polair, waterminnend) of hydrofoob (apolaire, watervrezend) is. Dit is cruciaal voor veel biologische processen en toepassingen (bv. waterafstotende coatings) [16](#page=16). * **Biologische macromoleculen**: Zonder IMK geen eiwitten, DNA, etc. De 3D-structuur van eiwitten en de stabiliteit van de DNA-dubbelhelix berusten op een groot aantal zwakke interacties [17](#page=17). * **Cellen**: Het celmembraan, opgebouwd uit vetmoleculen, organiseert zich via IMK (Londonkrachten en dipool-dipoolkrachten) om een afgescheiden micro-milieu te creëren [17](#page=17). * **Bloedtransport**: Oplossen van stoffen in het bloed voor transport (bv. ionen via ion-dipoolinteractie, suikers via dipool-dipoolinteractie) is afhankelijk van IMK [17](#page=17). * **Warmtehuishouding**: De verdamping van water, een endotherm proces dat veel energie vereist door het verbreken van H-bruggen, helpt warmbloedige organismen hun lichaamstemperatuur te reguleren [17](#page=17). * **Dynamiek**: Het zwakke karakter van IMK maakt biologische processen dynamisch, waardoor moleculen kunnen samenwerken en weer loslaten (bv. DNA-replicatie, eiwitvezels). Coöperativiteit, waarbij de interactie van één groep andere groepen dichterbij brengt, versterkt deze interacties [18](#page=18). ## 3. De aggregatietoestanden van de materie [20](#page=20). Materie komt voor in drie aggregatietoestanden: gas, vloeistof en vaste stof. Deze toestanden verschillen macroscopisch in volume, vorm, dichtheid en samendrukbaarheid, en op moleculair niveau in de afstand en interactie tussen de deeltjes [20](#page=20). ### 3.1 De Kinetisch Moleculaire Theorie (KMT) [21](#page=21). De KMT verklaart de fysische veranderingen in materie op moleculaire schaal. Vier basale concepten zijn van toepassing op alle aggregatietoestanden: 1. Materie bestaat uit kleine deeltjes (moleculen, atomen) [21](#page=21). 2. Deze deeltjes zijn constant in willekeurige beweging [21](#page=21). 3. De bewegende deeltjes bezitten kinetische energie (KE), die evenredig is met de absolute temperatuur ($KE_{\text{gem}} \sim T$). Bij $T=0$ K is $KE_{\text{gem}}=0$ [21](#page=21). 4. De deeltjes oefenen intermoleculaire aantrekkingskrachten op elkaar uit (IMK) [21](#page=21). #### 3.1.1 Verdeling van kinetische energie [22](#page=22). Niet alle deeltjes in een populatie hebben dezelfde snelheid of KE bij een gegeven temperatuur. Er bestaat een specifieke verdeling van snelheden en KE, de **Maxwell-Boltzmann-distributie**. Deze verdeling is asymmetrisch, met een gemiddelde KE ($KE_{\text{gem}}$) die iets hoger ligt dan de meest voorkomende KE (het maximum van de curve). Hogere temperaturen verschuiven de verdeling naar hogere snelheden/KE [22](#page=22) [23](#page=23). #### 3.1.2 Aggregatietoestanden volgens KMT [23](#page=23). De aggregatietoestand wordt bepaald door de balans tussen: 1. **Kinetische energie van de deeltjes (temperatuurafhankelijk)** 2. **Sterkte van de intermoleculaire krachten (IMK) (deeltjesafhankelijk)** * **Gas**: Kinetische energie domineert over IMK ($KE \gg IMK$). Deeltjes bewegen vrij en onafhankelijk. Gasdeeltjes hebben weinig tot geen volume en oefenen nauwelijks IMK uit [23](#page=23) [26](#page=26). * **Vloeistof**: Balans tussen KE en IMK ($KE \approx IMK$). Deeltjes blijven dicht bij elkaar door IMK, maar hebben voldoende KE om langs elkaar te glijden. Dit geeft de vloeistof een vast volume maar geen vaste vorm [23](#page=23) [24](#page=24). * **Vaste stof**: IMK domineren over KE ($IMK \gg KE$). Deeltjes worden in gefixeerde posities gehouden, met enkel vibratie-energie [23](#page=23) [24](#page=24). ### 3.2 Gassen [26](#page=26). * **Aangepaste KMT voor gassen (ideaal gas)**: * Volume van de deeltjes is verwaarloosbaar [26](#page=26). * Geen intermoleculaire aantrekkingskrachten (IMK) [27](#page=27). * Deeltjes bewegen in rechte lijnen en botsen met elkaar en de wanden van de container [26](#page=26). * Botsingen met de wand veroorzaken gasdruk [27](#page=27). * **Vier meetbare eigenschappen**: Hoeveelheid deeltjes ($n$), druk ($P$), volume ($V$), temperatuur ($T$) [27](#page=27). * **Druk ($P$)**: Kracht per eenheid van oppervlak uitgeoefend door de botsende gasdeeltjes. Eenheden zijn o.a. Pa (SI), atm, mmHg, torr [27](#page=27) [28](#page=28). * **Hoeveelheid materie ($n$)**: Uitgedrukt in mol. Eén mol bevat Avogadro's getal ($N_A = 6.022 \times 10^{23}$) deeltjes. $n = N/N_A$ [28](#page=28). * **Universele gaswet**: $PV = nRT$, waarbij $R$ de universele gasconstante is. Deze wet beschrijft het gedrag van ideale gassen [29](#page=29). * Voor een verandering van condities: $\frac{P_1 V_1}{T_1} = \frac{P_2 V_2}{T_2}$ [30](#page=30). * **STP-condities**: $1$ atm en $273$ K ($0$ °C). Bij STP neemt 1 mol ideaal gas een volume van $22.4$ liter in (molair volume) [30](#page=30). * **Reële gassen**: Wijken af van het ideale gedrag bij hoge druk en/of lage temperatuur omdat deeltjesvolume en IMK dan niet meer verwaarloosbaar zijn. De Van der Waals-vergelijking corrigeert hiervoor: $(P + \frac{n^2 a}{V^2})(V - nb) = nRT$. Reële gassen gedragen zich ideaal bij STP-condities [32](#page=32) [33](#page=33). * **Wet van Dalton (partiëeldrukken)**: De totale druk van een gasmengsel is de som van de partiëeldrukken van de individuele gassen [31](#page=31). ### 3.3 Vloeistoffen [34](#page=34). * **Eigenschappen**: Vloeistoffen hebben een vast volume maar geen vaste vorm, en zijn weinig samendrukbaar, omdat de IMK sterk genoeg zijn om de moleculen dicht bij elkaar te houden, maar niet om ze in vaste posities te fixeren [34](#page=34). * **Verdampen**: De overgang van vloeistof naar gas. Moleculen aan het oppervlak met voldoende KE ontsnappen. Dit is een endotherm proces [34](#page=34) [35](#page=35). * **Dampdruk ($P$)**: De druk van de dampfase die ontstaat bij verdamping van een vloeistof in een gesloten systeem [36](#page=36). * De dampdruk is constant bij een bepaalde temperatuur (dynamisch evenwicht tussen verdamping en condensatie) [36](#page=36). * De dampdruk stijgt met stijgende temperatuur [37](#page=37). * Vloeistoffen met zwakkere IMK hebben een hogere dampdruk bij dezelfde temperatuur (ze zijn vluchtiger) [38](#page=38). * **Koken**: De temperatuur waarbij de dampdruk van de vloeistof gelijk is aan de omgevingsdruk. Verdamping vindt plaats in de hele vloeistof, niet alleen aan het oppervlak. Koken is een endotherm proces [39](#page=39) [40](#page=40). * **Normaal kookpunt**: Het kookpunt bij een omgevingsdruk van 1 atm. Hogere polariteit/sterkere IMK leiden tot hogere kookpunten [40](#page=40) [41](#page=41). ### 3.4 Vaste stoffen [42](#page=42). * **Eigenschappen**: Deeltjes zitten in gefixeerde posities in een rooster (kristallijn) of willekeurig (amorf), met enkel vibratie-energie [42](#page=42). * **Smelten**: De overgang van vast naar vloeibaar. Vereist energie om de IMK in het rooster te overwinnen [43](#page=43). * **Smeltpunt**: De temperatuur waarbij een dynamisch evenwicht bestaat tussen smelten en bevriezen [43](#page=43). * **Types vaste stoffen**: * **Moleculaire vaste stoffen**: Gehouden door IMK (H-bruggen, dipool-dipool, Londonkrachten). Meestal zacht, met lage smeltpunten (bv. glucose) [43](#page=43). * **Ionische verbindingen (zouten)**: Gehouden door sterke ionbindingen. Hard en breekbaar, met hoge smeltpunten (bv. NaCl) [43](#page=43). * **Metalen**: Gehouden door metaalbindingen. Hard of zacht, smeedbaar, met hoge smeltpunten (bv. zilver) [43](#page=43). * **Netwerk atomaire vaste stoffen**: Gehouden door covalente bindingen. Extreem hoge smeltpunten (bv. diamant, kwarts) [43](#page=43). --- # Kinetische moleculaire theorie en gaswetten De kinetische moleculaire theorie (KMT) verklaart de eigenschappen van materie op moleculair niveau, met een focus op gassen, de definitie van een ideaal gas, de meetbare eigenschappen van gassen, en de universele gaswet. ### 2.1 De kinetische moleculaire theorie (KMT) De kinetische moleculaire theorie (KMT) is een model dat de materie verklaart aan de hand van het gedrag van individuele deeltjes. Het beschrijft fysische veranderingen in materie op moleculaire schaal en is gebaseerd op de wetten van beweging en energie toegepast op moleculen. Dit model kan worden samengevat in vier concepten, die toepasbaar zijn op alle aggregatietoestanden [21](#page=21). #### 2.1.1 Basisconcepten van de KMT 1. **Deeltjes:** Alle materie bestaat uit een verzameling kleine deeltjes, zoals moleculen of atomen [21](#page=21). 2. **Beweging:** Deze deeltjes zijn constant in willekeurige beweging. De bewegingen zijn evenredig verdeeld over alle richtingen en kunnen alle mogelijke energieën hebben [21](#page=21). 3. **Kinetische energie (KE):** De bewegende deeltjes bezitten kinetische energie. Voor een collectie deeltjes wordt de gemiddelde kinetische energie ($KE_{gem}$) en de gemiddelde snelheid ($v_{gem}$) gedefinieerd. De gemiddelde kinetische energie van een populatie deeltjes is recht evenredig met de absolute temperatuur ($T$) in Kelvin [21](#page=21): $KE_{gem} \sim T$ [21](#page=21). De absolute temperatuur (Kelvin) staat in direct verband met moleculaire beweging; bij $T=0$ K is $KE_{gem}=0$ [21](#page=21). 4. **Intermoleculaire aantrekkingskrachten (IMK):** De deeltjes oefenen zwakke, niet-covalente, elektrostatische aantrekkingskrachten op elkaar uit. De sterkte hiervan verschilt per aggregatietoestand [21](#page=21). #### 2.1.2 De verdeling van kinetische energie In een populatie deeltjes bewegen niet alle deeltjes met dezelfde snelheid of energie, zelfs bij een constante temperatuur. Er bestaat een specifieke verdeling van snelheden en bijbehorende kinetische energieën over de deeltjes. Deze spreiding wordt de Maxwell-Boltzmann-distributie genoemd [22](#page=22). * Het maximum van de Boltzmann-verdeling op de x-as geeft de snelheid weer waarmee het grootste aantal moleculen bewegen [23](#page=23). * De verdeling is asymmetrisch, waardoor de gemiddelde snelheid ($v_{gem}$) iets hoger is dan de meest voorkomende snelheid [23](#page=23). * Bij een stijgende temperatuur bewegen deeltjes gemiddeld sneller, wat resulteert in een verschuiving van de verdeling naar hogere snelheden en kinetische energieën [23](#page=23). * Het oppervlak onder de curve van de snelheids- of kinetische energiedistributie is een maat voor het aantal moleculen dat aan die energievoorwaarden voldoet [23](#page=23). #### 2.1.3 Aggregatietoestanden volgens de KMT De aggregatietoestand van materie wordt bepaald door de balans tussen twee factoren: 1. **Kinetische energie van de deeltjes ($KE_{gem}$):** Deze is afhankelijk van de temperatuur. 2. **Intermoleculaire aantrekkingskrachten (IMK):** Deze worden bepaald door het polaire karakter en/of de polariseerbaarheid van de deeltjes. De aggregatietoestand ontstaat uit de balans tussen de kinetische energie van de deeltjes en de sterkte van de intermoleculaire krachten (IMK) [23](#page=23). * **Gas:** $KE_{gem}$ domineert over IMK. De deeltjes hebben voldoende energie om intermoleculaire aantrekking te overwinnen, wat expansie toelaat. Dit duidt op zwakke IMK, wat kenmerkend is voor weinig polaire of polariseerbare moleculen [24](#page=24). * **Vloeistof:** IMK en $KE_{gem}$ zijn in balans. De aantrekkingskrachten houden de deeltjes dicht bij elkaar, maar zijn niet sterk genoeg om ze in een gefixeerde positie te houden. Deeltjes kunnen langs elkaar 'glijden' [24](#page=24). * **Vaste stof:** IMK domineren over $KE_{gem}$. De deeltjes worden in gefixeerde posities gehouden, en vertonen voornamelijk vibratie-energie rond die posities. Dit duidt op intrinsiek sterke IMK, vaak door sterke polariteit van de deeltjes [24](#page=24). Veranderingen in temperatuur en druk beïnvloeden deze balans en daarmee de aggregatietoestand. Een hogere temperatuur verhoogt de $KE_{gem}$, terwijl verhoogde druk de moleculen dichter bij elkaar brengt, waardoor IMK efficiënter werken [25](#page=25). ### 2.2 Gassen #### 2.2.1 Kinetische moleculaire theorie (KMT) voor gassen en het ideale gas De algemene KMT-concepten gelden ook voor gassen, maar door de grote verschillen met gecondenseerde fasen worden aanvullende aannames gemaakt, vaak specifiek voor een **ideaal gas**. Een ideaal gas is een hypothetisch gas dat de gaswetten volgt en waarvan het gedrag reële gassen benadert, zeker onder gangbare druk- en temperatuuromstandigheden [26](#page=26). Aangepaste KMT-aannames voor gassen: * **Volume van deeltjes:** De deeltjes hebben wel een massa, maar hun volume is verwaarloosbaar ten opzichte van het totale volume van de container. Een gas is voornamelijk lege ruimte. Voor een ideaal gas wordt aangenomen dat het volume van de deeltjes nul is [26](#page=26). * **Beweging:** Gasdeeltjes zijn constant in willekeurige, rechte lijn beweging. Ze botsen met elkaar en met de wanden van de container. Een zuurstofmolecuul kan bijvoorbeeld met ongeveer 500 m/s bewegen en miljarden keren per seconde botsen [26](#page=26) [27](#page=27). * **Intermoleculaire aantrekkingskrachten (IMK):** IMK tussen gasdeeltjes zijn onbestaande of verwaarloosbaar. Sterk bewegende gasdeeltjes ondervinden geen aantrekking, ook niet van de containerwanden. In een ideaal gas worden intermoleculaire krachten zelfs bij lage temperaturen niet verondersteld [27](#page=27). * **Kinetische energie en temperatuur:** De gemiddelde kinetische energie van gasdeeltjes is recht evenredig met de absolute temperatuur in Kelvin. Er is een Maxwell-Boltzmann-verdeling van kinetische energie binnen de populatie [27](#page=27). #### 2.2.2 Vier meetbare eigenschappen van een gas Een gas wordt gekarakteriseerd door vier meetbare eigenschappen: * **Hoeveelheid/aantal deeltjes ($n$):** Uitgedrukt in mol [27](#page=27). * **Druk ($P$):** De kracht uitgeoefend door de gasdeeltjes per eenheid van oppervlakte waarmee het gas in contact staat [27](#page=27). * Eenheden van druk zijn onder andere Pascal (Pa, SI-eenheid), millimeter kwik (mm Hg), torr, en atmosfeer (atm). 1 atm is ongeveer 101325 Pa [28](#page=28). * Gasdruk ontstaat door de botsingen van bewegende gasdeeltjes met de wanden van de container. Een hogere temperatuur leidt tot snellere deeltjes, hardere en frequentere botsingen, en dus hogere druk [28](#page=28). * **Volume ($V$):** Uitgedrukt in liter of m³ [27](#page=27). * **Temperatuur ($T$):** Uitgedrukt in Kelvin (K) [27](#page=27). #### 2.2.3 De universele gaswet Historisch gezien hebben verschillende gaswetten het verband tussen deze eigenschappen vastgelegd, met name door telkens twee eigenschappen constant te houden: * **Druk-volume relatie (Boyle):** $P \sim 1/V$ bij constante $n$ en $T$ [29](#page=29). * **Volume-temperatuur relatie (Charles):** $V \sim T$ bij constante $n$ en $P$ [29](#page=29). * **Druk-temperatuur relatie (Gay-Lussac):** $P \sim T$ bij constante $n$ en $V$ [29](#page=29). * **Volume-hoeveelheid relatie (Avogadro):** $V \sim n$ bij constante $P$ en $T$. Gelijke volumes van verschillende gassen bij dezelfde druk en temperatuur bevatten een zelfde aantal mol en deeltjes [29](#page=29). De combinatie van deze wetten leidt tot de **universele gaswet**: $$PV = nRT$$ [29](#page=29). waarin $R$ de universele gasconstante is [29](#page=29). * De temperatuur $T$ moet uitgedrukt worden in Kelvin [29](#page=29). * De waarde van $R$ hangt af van de gebruikte eenheden voor druk en volume. Een veelgebruikte waarde is $R \approx 0,08206$ liter atm/mol K [29](#page=29) [30](#page=30). * De universele gaswet laat toe om een gas volledig te beschrijven, zolang het zich 'ideaal' gedraagt [29](#page=29). De wet kan ook gebruikt worden in de vorm: $$\frac{P_1V_1}{T_1} = \frac{P_2V_2}{T_2}$$ [30](#page=30). voor situaties waarbij een ideaal gas van de ene conditie naar de andere wordt gebracht. **Standaardcondities (STP):** Druk $P = 1$ atm en temperatuur $T = 273$ K (0 °C). Onder STP-condities neemt 1 mol van elk ideaal gas een volume in van 22,4 liter, het zogenaamde **molair volume** [30](#page=30). > **Tip:** Het molair volume van een ideaal gas is onafhankelijk van de aard van de gasdeeltjes, omdat het volume van de deeltjes verwaarloosbaar is en er geen aantrekkingskrachten zijn [30](#page=30). #### 2.2.4 De Wet van Dalton (partieeldrukken) Voor een ideaal gasmengsel geldt de Wet van Dalton, die stelt dat de totale druk van een mengsel gelijk is aan de som van de partiële drukken van de individuele gassen: $$P_{totaal} = P_1 + P_2 + P_3 + \dots$$ [31](#page=31). Vanuit KMT-perspectief is dit logisch omdat deeltjes in een ideaal gasmengsel onafhankelijk van elkaar botsen en er geen intermoleculaire krachten zijn [31](#page=31). #### 2.2.5 Reële gassen Reële gassen gedragen zich bij atmosferische druk (1 atm) en kamertemperatuur (25 °C, 298 K) grotendeels ideaal. Afwijkingen van het ideale gedrag treden op bij hoge druk en/of lage temperatuur, omdat dan twee aannames van de ideale gas KMT niet meer opgaan [32](#page=32): 1. **Volume van deeltjes:** In reële gassen hebben deeltjes wel een volume, wat het effectief beschikbare volume voor beweging verkleint, vooral merkbaar bij hoge druk [32](#page=32). 2. **Intermoleculaire aantrekkingskrachten:** Bij voldoende dichte nadering van moleculen kunnen IMK optreden, wat de impact van botsingen op de containerwand verzwakt, vooral bij lage temperatuur [32](#page=32). De **van der Waals-vergelijking** corrigeert voor deze afwijkingen: $$\left(P + \frac{n^2a}{V^2}\right)(V - nb) = nRT$$ [33](#page=33). Hierin corrigeren de termen $\frac{n^2a}{V^2}$ voor de reële druk (en IMK) en $-nb$ voor het reële volume van de deeltjes. De constanten $a$ en $b$ zijn specifieke van der Waalscoëfficiënten die experimenteel bepaald worden voor elk gas. Deze coëfficiënten nemen toe met de massa en het volume van de moleculen, en de polariteit (bijvoorbeeld de $a$-waarde voor waterdamp is hoger dan voor zuurstofgas) [33](#page=33). --- # Fysische eigenschappen van organische moleculen Dit deel introduceert de basisprincipes van organische chemie, met een focus op de structuur, representatie en de eigenschappen van koolstofverbindingen, en hoe deze eigenschappen de fysische kenmerken van moleculen beïnvloeden. ### 7.1 Koolstof als basiselement van organische verbindingen Koolstof, hoewel niet het meest voorkomende element in de aardkorst, is essentieel voor het leven vanwege zijn unieke combinatie van eigenschappen. Het behoort tot groep IVA van het Periodiek Systeem en heeft vier valentie-elektronen. Door zijn relatief lage elektronegativiteit en hoge ionisatie-energieën vormt koolstof uitsluitend covalente bindingen, waarbij het steeds vier covalente bindingen aangaat (tetravalent) en zo een stabiele octetconfiguratie bereikt [50](#page=50). Koolstof kan covalente bindingen aangaan met elementen zoals H, O, N, P, en S, maar cruciaal ook met andere koolstofatomen. De stabiliteit van C-C bindingen, die nagenoeg even sterk zijn als C-andere element bindingen, stelt koolstof in staat om een enorme diversiteit aan stabiele moleculen te vormen, variërend in grootte en vorm. Deze moleculen bestaan uit koolstofketens (lineair of vertakt) of koolstofringen, die het koolstofskelet vormen. De binding van koolstof aan andere elementen vergroot deze diversiteit verder [50](#page=50). > **Tip:** De capaciteit van koolstof om zo'n grote variëteit aan moleculen te vormen, is fundamenteel voor de complexiteit van levende organismen [50](#page=50). ### 7.2 Voorstelling en inleiding tot de nomenclatuur van organische moleculen De structuur van organische verbindingen kan op verschillende manieren worden weergegeven. Lewisstructuren tonen alle atomen en bindingen, maar geven geen informatie over bindingshoeken. Ruimtelijke weergaven tonen de driedimensionale oriëntatie van bindingen [51](#page=51). Voor complexe organische moleculen worden vereenvoudigde voorstellingen gebruikt waarbij bindingen en atomen worden weggelaten. De volgende voorstellingen worden gehanteerd [51](#page=51): 1. Volledige structuurformule, waarbij alle C-H bindingen expliciet worden getoond [51](#page=51). 2. Gecondenseerde structuurformule, waarbij het aantal H-atomen per C-atoom met een subscript wordt aangegeven en C-H bindingen worden weggelaten. De zigzaglijn tussen C-atomen reflecteert de tetrahedrale omringing [51](#page=51). 3. Skeletstructuur (zaagtandstructuur), waarbij een zigzaglijn wordt gebruikt; elk eind- of knikpunt vertegenwoordigt een C-atoom, en H-atomen zijn weggelaten omdat de tetravalentie van koolstof wordt verondersteld [51](#page=51). 4. Meest gecondenseerde voorstelling is de brutoformule, die enkel de atomaire samenstelling weergeeft [51](#page=51). > **Tip:** Bij de skeletstructuur zijn alle C-atomen verzadigd met H-atomen, tenzij anders aangegeven [51](#page=51). De naamgeving van organische verbindingen volgt de IUPAC-regels. Een systematische naam bestaat uit [52](#page=52): * **Stamnaam:** Geeft het aantal koolstofatomen in de langste koolstofketen (hoofdketen) aan. Tabel 7.1 bevat de stamnamen voor ketens tot 12 C-atomen [52](#page=52). * **Voorvoegsel (prefix) en/of achtervoegsel (suffix):** Geeft de familie van de verbinding aan. Bijvoorbeeld, '-aan' is het achtervoegsel voor alkanen [52](#page=52). Zij-koolstofketens (alkylgroepen, aangeduid met 'R') worden ook benoemd met een stamnaam gevolgd door de uitgang '-yl' [52](#page=52). ### 7.3 Koolstof-koolstofbindingen Een C-atoom kan tetravalentie bereiken door vier enkelvoudige covalente bindingen, of een combinatie van enkelvoudige en meervoudige bindingen. De ruimtelijke omringing rond elk C-atoom wordt bepaald door de VSEPR-theorie en hybridisatie (sp, sp², sp³), en varieert afhankelijk van het type bindingen. Kennis van de geometrie rond de C-atomen geeft inzicht in de vorm en flexibiliteit van moleculen, wat cruciaal is voor hun chemische en fysische eigenschappen [53](#page=53) [54](#page=54). #### Koolstofatomen met vier enkelvoudige bindingen (sp³-hybridisatie) * **Geometrie:** Tetraëdrisch met bindingshoeken van ongeveer 109.5° [54](#page=54). * **Voorbeeld:** Methaan (CH₄) en ethaan (C₂H₆) [54](#page=54). * **Flexibiliteit:** Er is vrije draaibaarheid rond elke sigma-binding, wat leidt tot flexibele moleculen [54](#page=54). #### Koolstofatomen met een dubbele binding en twee enkelvoudige bindingen (sp²-hybridisatie) * **Geometrie:** Trigonaal planair met bindingshoeken van 120° [55](#page=55). * **Voorbeeld:** Etheen (C₂H₄) en formaldehyde [55](#page=55). * **Flexibiliteit:** Er is geen vrije draaibaarheid rond de dubbele binding (C=C) vanwege de aanwezigheid van een pi-binding. Dit beperkt de flexibiliteit en zorgt ervoor dat de gebonden atomen in één vlak liggen [55](#page=55). #### Koolstofatomen met twee dubbele bindingen of een drievoudige binding (sp-hybridisatie) * **Geometrie:** Lineair met een bindingshoek van 180° [56](#page=56). * **Voorbeeld:** Ethyn (C₂H₂) en koolstofdioxide (CO₂) [56](#page=56). * **Flexibiliteit:** Er is geen vrije draaibaarheid rond de drievoudige binding (C≡C) of de dubbele bindingen. Dit beperkt de flexibiliteit van de molecuul op die plaats [56](#page=56). > **Tip:** De flexibiliteit van moleculen, bepaald door de aard van de C-C bindingen, beïnvloedt hun interactie via intermoleculaire krachten [56](#page=56). Ringstructuren beperken de rotatie rond C-C assen, wat de vorm en flexibiliteit van de molecule verder beïnvloedt, afhankelijk van de hybridisatietoestand van de koolstofatomen in de ring [56](#page=56). ### 7.4 Indeling van de organische verbindingen Vanwege het grote aantal organische verbindingen worden ze ingedeeld in families, gekenmerkt door specifieke functionele groepen. Een functionele groep is een atoomgroep die op een specifieke manier covalent gebonden is en de chemische en fysische eigenschappen van de hele molecule bepaalt [57](#page=57). Tabel 7.2 geeft een overzicht van de belangrijkste families met hun kenmerkende functionele groepen, algemene structuur en naamgeving [58](#page=58). | Familie | Functionele groep | Algemene structuur | Naam | | :---------------- | :--------------------------------- | :----------------- | :----------------------- | | Alkanen | - | R-H | Stamnaam + aan | | Alkenen | minstens 1 C=C | R−CH=CH−R' | Stamnaam + een | | Alkynen | minstens 1 C≡C | R−C≡C−R' | Stamnaam + yn | | Halo-alkanen | minstens 1 F, Cl, Br of I op C-keten | R-X | Fluor/Chloor/Broom/Jood + stamnaam | | Alcoholen | minstens 1 OH-groep | R-OH | Stamnaam + ol | | Ethers | minstens 1 O-atoom tussen 2 C-atomen | R-O-R’ | Alkoxy + stamnaam of stamnaam + ether | | Amines | minstens 1 N-atoom op C | R-NH₂, R-NH-R’, R₃-N | Amino + stamnaam of stamnaam + amine | | Aldehyden | Carbonylfunctie op laatste C | R-CHO | Stamnaam + al | | Ketonen | Carbonylfunctie | R-CO-R’ | Stamnaam + on | | Carbonzuren | Carboxylgroep | R-COOH | Stamnaam + carbonzuur | | Esters | | RCOOR’ | Alkyl...anoaat | | Amides | | RCONH₂ | Alkyl...amide | | Zuurchloriden | | RCOCl | Carbonylzuurchloride | | Fosfaatesters | | R-P(O)-(OR') | | > **Tip:** De algemene structuurformules van de families zijn belangrijk om te kennen. Bij organische moleculen met meer dan één functionele groep, bepaalt de prioriteit (Bijlage 6) welke groep het suffix in de naam levert [57](#page=57) [58](#page=58). ### 7.5 Polariteit van organische verbindingen – Fysische eigenschappen Organische verbindingen, bestaande uit C en H, hebben voornamelijk apolaire C-C en weinig gepolariseerde C-H bindingen. Dit resulteert in een netto dipoolmoment ($\mu_{netto}$) van 0 of zeer klein. Moleculen met $\mu_{netto}$ = 0 zijn apolair [59](#page=59). * **Apolaire moleculen:** Enkel zwakke Londonkrachten (geïnduceerde dipool-dipoolkrachten) zijn werkzaam. Ze hebben relatief hoge dampdrukken en lage kookpunten, die toenemen met molecuulgewicht en contactoppervlak. Ze mengen slecht met polaire solventen zoals water [59](#page=59). * **Moleculen met polaire functionele groepen:** De aanwezigheid van functionele groepen met C gebonden aan meer elektronegatieve elementen (O, N, S, P, halogenen) verhoogt de polariteit. Deze moleculen zijn meestal polair, hebben hogere kookpunten en lossen beter op in water. Polaire groepen maken intermoleculaire aantrekkingen (dipool-dipoolkrachten, waterstofbruggen) mogelijk [60](#page=60). **Amfifatische moleculen** hebben een polair en een apolair deel, wat hun eigenschappen bepaalt. Oleïnezuur is een voorbeeld [60](#page=60). Tabel 7.3 vergelijkt de fysische eigenschappen van moleculen met vergelijkbaar molecuulgewicht: | Formule | Structuur/geometrie | Naam | $\mu_{netto}$ (debye) | Molecuulgewicht (a.m.e.) | Kookpunt (°C) | | :--------- | :------------------ | :-------------- | :------------------- | :----------------------- | :------------ | | CH₄ | tetraheder | methaan | 0.0 | 16 | -162 | | CH₃-CH₂-CH₃ | tetraheder | propaan | 0.0 | 55 | -42 | | CH₃Cl | tetraheder | methylchloride | 1.9 | 50 | -24 | | CCl₄ | tetraheder | tetrachloormethaan | 0.0 | 152 | 77 | | CH₃-CO-CH₃ | trigonaal planair | aceton | 2.7 | 58 | 56 | ### 7.6 Polariteit en chemische reactiviteit De elektronenverdeling in een molecule, inclusief gepolariseerde bindingen en partiële ladingen, beïnvloedt de chemische reactiviteit [60](#page=60). * **Gepolariseerde bindingen:** In de carbonylgroep (C=O) is de binding gepolariseerd met $\delta^-$ op O en $\delta^+$ op C. Nucleofielen ($\text{Nu}^-$) reageren bij voorkeur met het $\delta^+$ koolstofatoom, terwijl elektrofielen ($\text{E}^+$) het $\delta^-$ zuurstofatoom aanvallen [60](#page=60). * **Inductief effect:** Partiële polarisatie kan secundaire polarisaties veroorzaken in naburige covalente bindingen [60](#page=60). * **Elektronenzuigende groepen:** Trekken bindingselektronen sterker aan dan waterstof (bv. Cl). Dit kan de zuurgraad van een molecule verhogen, zoals bij chloorazijnzuur vergeleken met azijnzuur [61](#page=61). * **Elektronenduwende groepen:** Trekken minder sterk aan dan waterstof (bv. CH₃-groep) [61](#page=61). ### 7.7 Chemische reacties tussen organische verbindingen Organische reacties worden ingedeeld op basis van wat er met het substraat (de organische molecule) gebeurt: * **Substitutiereacties:** Atomen of atoomgroepen worden vervangen door andere [62](#page=62). * **Additiereacties:** Extra atomen of groepen worden covalent gekoppeld aan meervoudig gebonden koolstofatomen [62](#page=62). * **Eliminatiereacties:** Atomen of atoomgroepen worden verwijderd [62](#page=62). Reagentia kunnen **nucleofielen** (Nu⁻, brengen een elektronenpaar) of **elektrofielen** (E⁺, hebben een elektronentekort) zijn [62](#page=62). * **Nucleofielen** 'minnen' kernen en reageren doorgaans met positieve of partieel positieve delen van het substraat [62](#page=62). * **Elektrofielen** zijn elektronarm en reageren doorgaans met negatieve of partieel negatieve delen van het substraat [62](#page=62). Reacties kunnen worden ingezet door een nucleofiel of een elektrofiel, wat leidt tot nucleofiele of elektrofiele substitutie- en additiereacties [63](#page=63). **Meerstapsreacties:** Sommige reacties verlopen in meerdere stappen, waarbij **tussenproducten (intermediaten)** worden gevormd. Kennis van deze intermediairen is cruciaal om reactiemechanismen en productvorming te verklaren [63](#page=63). > **Voorbeeld nucleofiele substitutie:** OH⁻ (nucleofiel) + CH₃-Cl → HO-CH₃ + Cl⁻ [63](#page=63). > **Voorbeeld elektrofiele additie:** H⁺ + CH₂=CH₂ → CH₃-CH₂⁺ → CH₃-CH₂Cl [63](#page=63). ### 7.8 Oefeningen op voorstellingswijzen van koolwaterstofverbindingen Dit gedeelte bevat oefeningen om de vaardigheid in het tekenen en interpreteren van skeletstructuren en het bepalen van brutoformules te oefenen [63](#page=63). ### 7.9 Objectieven (checklist) Na dit hoofdstuk dient de student in staat te zijn om: * De bindingswijzen van C (enkelvoudig, dubbel, drievoudig) te koppelen aan de hybridisatietoestand (sp³, sp², sp) van de C-atomen en de bijbehorende geometrie te benoemen [64](#page=64). * De rotatievrijheid rond C-C bindingen te verklaren op basis van de bindingstypes (enkelvoudig, dubbel, drievoudig) en de concepten van $\sigma$- en $\pi$-bindingen, en dit toe te passen op fysische en chemische eigenschappen [64](#page=64). * De verschillende voorstellingswijzen van organische moleculen te gebruiken en interpreteren, stamnamen tot 10 te kennen, en de betekenis van 'R-' (alkylgroep) te begrijpen [64](#page=64). * De indeling van organische verbindingen in families op basis van functionele groepen te begrijpen [65](#page=65). * De verschillende families uit Tabel 7.2, hun functionele groepen, naamgeving en algemene voorstelling te kennen [65](#page=65). * Algemene uitspraken te doen over het (a)polaire karakter van organische verbindingen en de invloed hiervan op hun eigenschappen [65](#page=65). * Het effect van elektronenzuigende groepen op chemische eigenschappen te begrijpen [65](#page=65). * De begrippen koolstofketen, zijketen, functionele groep, alkylgroep, polair, apolair, hydrofiel, hydrofoob, amfifatisch, elektronenzuigende/duwende groep, inductief effect, nucleofiel, elektrofiel, substitutie-, additie- en eliminatiereactie te kennen en toe te passen [65](#page=65). --- ## 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 | |---|---| | Intermoleculaire krachten (IMK) | Zwakke elektrostatische aantrekkingskrachten die optreden tussen moleculen. Deze krachten zijn verantwoordelijk voor de aggregatietoestanden van materie en beïnvloeden eigenschappen zoals kookpunten en smeltpunten. | | Aggregatietoestanden | De verschillende vormen waarin materie kan voorkomen: gas, vloeistof en vaste stof. De overgangen tussen deze toestanden worden bepaald door de balans tussen kinetische energie van de deeltjes en de sterkte van intermoleculaire krachten. | | Kinetische moleculaire theorie (KMT) | Een verklarend model dat de fysische veranderingen in materie op moleculair niveau beschrijft, gebaseerd op de beweging en energie van deeltjes. Het stelt dat alle materie uit deeltjes bestaat die constant bewegen en kinetische energie bezitten, en dat deze deeltjes ook intermoleculaire krachten op elkaar uitoefenen. | | Dipool-dipoolkrachten | Intermoleculaire krachten die optreden tussen polaire moleculen. Deze worden veroorzaakt door de aantrekking tussen de partieel positieve zijde van de ene molecule en de partieel negatieve zijde van een naburige molecule. | | Geïnduceerde dipool-dipoolkrachten (Londonkrachten) | Intermoleculaire krachten die optreden tussen apolaire moleculen. Ze ontstaan door tijdelijke, fluctuerende dipolen die worden veroorzaakt door de beweging van elektronen binnen de moleculen, en die op hun beurt dipolen induceren in naburige moleculen. | | Waterstofbrugvorming | Een bijzonder sterke vorm van dipool-dipoolinteractie die optreedt tussen moleculen waarbij een waterstofatoom covalent gebonden is aan een sterk elektronegatief atoom (zoals N, O of F) en dat waterstofatoom wordt aangetrokken tot een ander elektronegatief atoom met een vrij elektronenpaar in een naburige molecule. | | Polariseerbaarheid | Een maat voor hoe gemakkelijk de elektronendistributie in een neutrale molecule kan worden vervormd, wat resulteert in de inductie van een tijdelijk dipoolmoment. Grotere moleculen met meer elektronen zijn doorgaans polariseerbaarder. | | Universele gaswet | Een vergelijking ($PV=nRT$) die de relatie beschrijft tussen de druk (P), het volume (V), de hoeveelheid stof (n) en de temperatuur (T) van een ideaal gas, waarbij R de universele gasconstante is. | | Dampdruk | De druk die de dampfase van een vloeistof uitoefent wanneer deze in evenwicht is met de vloeibare fase in een gesloten systeem. De dampdruk stijgt met toenemende temperatuur. | | Kookpunt | De temperatuur waarbij de dampdruk van een vloeistof gelijk is aan de omgevingsdruk. Bij deze temperatuur kunnen gasbellen midden in de vloeistof ontstaan en opstijgen. | | Functionele groep | Een specifieke groep atomen binnen een organische molecule die kenmerkende chemische en fysische eigenschappen verleent aan de molecule en bepaalt tot welke familie de verbinding behoort. | | Apolair | Een molecule die geen netto dipoolmoment heeft, wat betekent dat de ladingsverdeling symmetrisch is en er geen permanente partiele ladingen ontstaan. Apolaire moleculen worden voornamelijk bij elkaar gehouden door Londonkrachten. | | Polair | Een molecule die een netto dipoolmoment heeft, wat resulteert in een ongelijke ladingsverdeling met partieel positieve en negatieve ladingen op verschillende delen van de molecule. Polaire moleculen ervaren dipool-dipoolkrachten en/of waterstofbruggen. | | Amfifatisch | Moleculen die zowel een polair (hydrofiel) als een apolair (hydrofoob) deel bezitten. Deze moleculen hebben eigenschappen die worden bepaald door beide delen en spelen een belangrijke rol in biologische membranen. | | Nucleofiel | Een chemische soort die een elektronenpaar aanbiedt om een nieuwe covalente binding te vormen, typisch met een partieel positief geladen atoom of een leeg orbitaal in het substraat. | | Elektrofiel | Een chemische soort die een elektronentekort heeft en reageert met een partieel negatief geladen deel van een substraat, waarbij het elektrofiel een elektronenpaar accepteert om een nieuwe covalente binding te vormen. |