Intermolekulêre kragte. Dipool geïnduseerde dipoolkragte

Transcriptie

1 Die verskillende intermolekulêre kragte is die volgende: Intermolekulêre kragte Ioon geïnduseerde Dipool geïnduseerde Geïnduseerde (dispersie- of Londonkragte) Ioon- Dipool Waterstofbindings (spesiale tipe dipool-dipool krag) Ioon-: Ontstaan deur n ioon (positief of negatief) wat naby n dipool kom. Dipool rangskik elektrone sodanig dat die kant wat die naaste aan die ioon is die teenoorgestelde lading sal hê. n Positiewe ioon sal die negatiewe pool van die polêre molekule aantrek. Voorbeeld: Wanneer NaC in water oplos. Ioon geïnduseerde : n Ioon wat naby n atoom of molekule is kan die elektronwolk draai en n tydelike dipool veroorsaak. Voorbeelde: Na + en heksaan Dipool-: Aantrekkingskrag tussen die effens positiewe atoom in n polêre molekule en die effens negatiewe atoom in n ander polêre molekule. Voorbeelde: NH 3, SO 2, HBr, H 2 S, IC, HC Dipool geïnduseerde : n Polêre molekule kan n tydelike dipool veroorsaak in n nie-polêre molekule of n atoom. Voorbeeld: O 2 in water Geïnduseerde (dispersie of Londonkragte): Wanneer twee nie-polêre molekules of atome mekaar nader, is daar n geringe mate van vervorming van die elektronwolke van beide molekules/atome. Swak, kortstondige, tydelike dipole wat gedurig verdwyn en weer in n ander rigting verskyn. Voorbeelde: H 2 en N 2 Waterstofbinding: Dit is buitengewoon sterk dipool- in vergelyking met die ander Van der Waalskragte. Dit kom voor in molekules waar waterstof bind met stikstof, suurstof of fluoor. 82 CHEMIE hand- en werkboek - Graad 11

2 Interatomiese bindings is die bindings wat die verskillende atome in n molekule bymekaar hou. Chemiese bindings: sterk bindings binne molekules of strukture Kovalente binding Ioniese binding Metaalbinding 1. Binding 2. Bindings 3. Voorbeelde 4. Strukture Tussen nie-metale en niemetale Elektrondeling Kovalente bindings O 2, C 2, H 2 O, HC Reuse strukture: diamant en grafiet Gewoonlik tussen metale en nie-metale Elektronoordrag Elektrostatiese aantrekkingskragte/ Coulombkragte NaC, MgSO 4, KC Bv. H 2 O Bv. NaC Bv. Cu kovalente binding Tussen metale Positiewe atoomreste en see van gedelokaliseerde elektrone Elektrostatiese aantrekkingskragte Cu, Fe, Zn, Cu Intermolekulêre kragte: kragte wat die molekules bymekaar hou. Waterstofbinding (sterk) Waterstofbinding (sterk dipool-dipoolkrag) Tussen molekules waar waterstof gebind is aan N, O of F. waterstofbinding waterstofbinding Ander (swak) Dipool-dipool, dipool geïnduseerde dipool en geïnduseerde (dispersie of Londonkragte) (swak) Die res van kovalente bindings, bv. H 2, HC, SO 2 dipooldipoolkrag dipooldipoolkrag dipool-dipoolkrag CHEMIE hand- en werkboek - Graad 11 83

3 Die invloed van intermolekulêre kragte op: 1. fasetoestand van molekules: vastestof vloeistof gas intermolekulêre kragte se sterkte neem af 2. grootte van molekules: F C Br I sterkte van intermolekulêre kragte neem toe 3. digtheid: Digtheid is die aantal deeltjies per volume-eenheid. Hoe nader die deeltjies van die stof is, hoe sterker is die intermolekulêre kragte. intermolekulêre kragte neem af 4. kook- en smeltpunt: Hoe sterker die intermolekulêre kragte, hoe hoër is die smelt- en kookpunte. 5. viskositeit: Dit is n aanduiding van die vloeibaarheid van n stof. n Stof met hoë viskositeit vloei moeilik. Hoe sterker die intermolekulêre kragte, hoe hoër is die viskositeit. 6. termiese uitsetting: Wanneer n stof verhit word, sit dit uit. Deeltjies kry energie sodat die intermolekulêre kragte oorkom word en dit beweeg verder uit mekaar. 7. termiese geleiding: Kovalente strukture: Nie vrye elektrone om hitte te gelei nie. Metaalbindings: Valenselektrone is beskikbaar vir geleiding. 84 CHEMIE hand- en werkboek - Graad 11

4 Die mikroskopiese struktuur van water: Kovalente binding Twee H-atome bind aan een O-atoom. Polêre molekule O-atoom se elektronegatiwiteit is baie groter as die van H-atome. Daarom trek dit die gedeelde elektronpare sterker as die H-atome aan. Die O-atoom word effens negatief. Die H-atome word effens positief. O het twee alleenpare. Die verskil in lading is bekend as dipole. Die vorm is hoekig. Lewisstruktuur: Ruimtevuller: Diagram: Intermolekulêre kragte is sterk waterstofbindings. H O H Waterstofbindings vorm tussen n effens positiewe H van een molekule en n effens negatiewe O van n ander molekule. Hierdie intermolekulêre kragte is sterk. Dit vereis baie energie om hierdie kragte te oorkom. Daarom is die smelt- en kookpunt van water hoog H 2 O(g) is n kweekhuisgas. watermolekules Omdat H 2 O n polêre molekule is, kan dit baie hitte-energie absorbeer voordat die temperatuur effens styg. Die polêre aard van water maak dat dit infrarooi straling van die son kan absorbeer. Dit het tot gevolg dat die see as opgaarplek vir warmte optree. Dit lei daartoe dat die aarde n gematigde klimaat het. son infrarooi strale geabsorbeer deur atmosfeer weerkaats uitgestraal as infrarooi straling deur aarde geabsorbeer geabsorbeer deur deur aarde kweekhuisgasse aarde atmosfeer CHEMIE hand- en werkboek - Graad 11 85

5 Eienskappe van water: Hoë spesifieke warmtekapasiteit: Spesifieke warmte is die hoeveelheid energie wat benodig word om die temperatuur van 1 kg van n stof met 1 C te verander. Smelt- en kookpunte: Daar is sterk waterstofbindings tussen die verskillende watermolekules. Baie energie is nodig om hierdie sterk kragte te oorkom, dus is die smelt- en kookpunte hoër as wat verwag word. Digtheid van water en ys: Die digtheid van water hang af van die temperatuur daarvan. Kohesie: Kragte tussen dieselfde tipe deeltjies Adhesie: Kragte tussen verskillende tipes deeltjies Oppervlakspanning: Dit is die kohesiekrag van watermolekules op die oppervlakte van water. Kapillêre aksie: Kapillêre aksie is die tendens wat verband hou met die styg van n vloeistof in n buis a.g.v. oppervlakspanning. Kapillêre aksie hou verband met die adhesie-eienskappe van water. Aantekeninge 86 CHEMIE hand- en werkboek - Graad 11