Springen naar inhoud

Cohesiekrachten


  • Log in om te kunnen reageren

#1

QuarkSV

    QuarkSV


  • >250 berichten
  • 723 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 31 december 2010 - 14:22

Hallo

Argon en difluor hebben allebei een zeer lage kooktemperatuur. Dit wordt verklaard op basis van de Londonkrachten, maar ik twijfel aan mijn verklaring...

Ik weet dat He bijna een ideaal gas omdat het vloeibaar blijft tot 4K, je moet dus ongelofelijk laag afkoelen vooraleer He-atomen onderling gaan intrageren. Bij kamertemperatuur bewegen He-atomen immers enorm snel en hebben de atomen geen 'tijd' om te intrageren met elkaar. Als je afkoelt dan 'vertragen' ze waardoor interacties mogelijk zijn en He2 kan gevormd worden (vloeistof). He beschikt over geen dipoolmoment maar wanneer er in een He-atoom een tijdelijk dipoolmomentje plaatsvindt (niet permanent) dan kan het (bij zeer lage temperatuur) een dipoolmoment induceren (tijdelijk) bij een ander He-atoom. Het is allemaal wat versimpeld, maar het om het verband mijn vraag goed te kunnen formuleren.

Nu staat er ook nog in mijn cursus dat bv. Ar en bv. F2 een zeer lage kooktemperatuur hebben en dat dit te wijten is aan de Londonkrachten... Heeft het feit dat Ar een edelgas hier ook niets mee te maken? Verder zie ik de link waarom deze twee stoffen een zeer laag kookpunt hebben op basis van de Londonkrachten als volgt:

Mag ik gewoon simpel mijn redenering doortrekken van het vb met He? Ar heeft geen permanent dipoolmoment en bij gewone kamertemperatuur beweegt het zeer snel rond in ruimte. Koel je af, dan vertraagt het en zijn onderlinge interacties mogelijk (tijdelijke dipool induceert tijdelijke dipool). Vanaf je bij Ar boven de -186įC gaat (literatuurwaarde) wordt het een gas. Dus de interacties bij Ar als gas zijn zeer slecht (zie eerder) waardoor je kunt stellen: Ar heeft een zeer laag kookpunt en dit wordt verklaard omdat er zeer slechte interactie is met bv andere Ar-atomen.

Voor difluor gaat dan een zelfde redenering op?

Alvast bedankt

Mvg

Veranderd door QuarkSV, 31 december 2010 - 14:23

Help WSF eiwitten vouwen in de VRIJE TIJD van je computer...

Surf & download: folding.stanford.edu. Team nummer: 48658.


Dit forum kan gratis blijven vanwege banners als deze. Door te registeren zal de onderstaande banner overigens verdwijnen.

#2

Kravitz

    Kravitz


  • >1k berichten
  • 4042 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 31 december 2010 - 16:20

Bij kamertemperatuur bewegen He-atomen immers enorm snel en hebben de atomen geen 'tijd' om te intrageren met elkaar. Als je afkoelt dan 'vertragen' ze waardoor interacties mogelijk zijn en He2 kan gevormd worden (vloeistof).

Eigenlijk is het omgekeerd, hoe sneller moleculen of atomen bewegen hoe meer energie ze bezitten waardoor de kans op een interactie groter wordt. Verder bestaat He2 helemaal niet, wanneer je een moleculair orbitaalmodel gaat opstellen zul je zien dat de bindingsorde nul bedraagt.

De kracht die ervoor zorgt dat helium als vloeistof bestaat is de Londondispersiekracht. Deze kracht is eigenlijk niets anders dan een plotse fluctuatie in de elektronenwolk rond het atoom. M.a.w. er ontstaat tijdelijk een partieel positieve lading en een partieel negatieve lading in de elektronenwolk rond het atoom of molecuul. Of zoals je zelf al zei een tijdelijk dipoolmoment.

Uit de fysica weet je dat gelijksoortige ladingen elkaar afstoten en ongelijksoortige elkaar aantrekken. De elektrostatische kracht tussen twee atomen veroorzaakt door de partiŽle ladingen noemen we de Londondispersiekracht. Dit zijn echter bijzonder zwakke krachten!
Wanneer je nu helium voldoende gaat afkoelen zodat de inwendige energie laag wordt (snelheid van de atomen zal dalen) dan zal de bijdrage van Londonkracht belangrijker worden. M.a.w. de atomen gaan zo traag bewegen dat ze naar elkaar toe getrokken worden door die partiŽle ladingen in hun elektronenwolk (=Londonkracht) en ze gaan aan elkaar 'plakken' en over elkaar rollen. Dit is de vloeistoffase. Er is echter nooit een He-He binding!

Verder is het ook belangrijk om te weten dat de Londondispersiekracht stijgt naarmate de grote van de molecule of atoom toeneemt.
(LaTeX waarbij r de straal van het atoom of molecuul is.)
Helium en difluor zijn beide bijzonder kleine gassen met als gevolg dat de Londondispersiekracht ook bijzonder klein is, je moet dus enorm sterk afkoelen vooraleer de invloed hiervan waarneembaar is. Dit verklaart het lage kookpunt.

Hopelijk is het een beetje duidelijk ;)
"Success is the ability to go from one failure to another with no loss of enthusiasm" - Winston Churchill

#3

QuarkSV

    QuarkSV


  • >250 berichten
  • 723 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 31 december 2010 - 16:47

Okť, dankjewel. Ik zie mijn fout in.

Ik zit echter nog met een vraag hierover: de Londonkrachten spelen ook een belangrijke rol in moleculen met een permanent dipoolmoment, zo heb je bv HF, HCl, HBr en HI, hierin halen de Londonkrachten het van de Keesomkrachten, niet?

De polariseerbaarheid bij HI is echter veel groter dan de polariseerbaarheid bij HCl of HF bijvoorbeeld, komt dit doordat I veel groter is dan bv Cl of F waardoor de buitenste elektronen de kern minder "voelen" en dus bijgevolg kan je stellen dat door de elektronegatieve waarde die veel groter is bij F dan bij I, HF een lager kookpunt zal hebben dan HI. Klopt dit?

Ik zie niet goed in waarom ten eerste Londonkrachten een rol spelen bij permanente dipoolmoleculen en ten tweede waarom ENW ook een rol kan spelen (weliswaar een "omgekeerd evenredig" verband) bij permanente dipoolmoleculen... Kun je me dit even verklaren? Daar zit ik enkel nog vast.

Help WSF eiwitten vouwen in de VRIJE TIJD van je computer...

Surf & download: folding.stanford.edu. Team nummer: 48658.


#4

Kravitz

    Kravitz


  • >1k berichten
  • 4042 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 01 januari 2011 - 11:38

De Londonkracht kan het dipoolmoment van een dipole molecule enkel versterken of verzwakken. Een dipool-dipool interactie of Keesomkracht is altijd sterker dan een Londonkracht. Je moet het echt zien als een elektronenwolk rond bijv. HCl die plots iets meer in de richting van het H-atoom zal verschuiven. Hierdoor wordt de lading van het waterstofatoom minder partieel positief, maar ze blijft echter altijd positief. Hetzelfde geldt voor een fluctuatie naar de kant van het Cl-atoom. Chloor heeft al een partieel negatieve lading maar wanneer nu extra elektronen deze kant uitkomen wordt het chlooratoom nog sterker negatief.

De polariseerbaarheid bij HI is echter veel groter dan de polariseerbaarheid bij HCl of HF bijvoorbeeld, komt dit doordat I veel groter is dan bv Cl of F waardoor de buitenste elektronen de kern minder "voelen" en dus bijgevolg kan je stellen dat door de elektronegatieve waarde die veel groter is bij F dan bij I, HF een lager kookpunt zal hebben dan HI. Klopt dit?

Je redenering klopt behalve dat HF een hoger kookpunt heeft dan HI.

Met elektronegativiteit heeft het niet zozeer temaken. Doordat de molecule groter wordt en bijgevolg de polariseerbaarheid van de elektronenwolk groter wordt stijgt de elektrostatische interactie tussen onderlinge moleculen. Omdat je die aantrekkingskrachten moet verbreken om een vloeistof in de gasfase te brengen zal dit meer energie kosten bij grote moleculen dan bij kleine moleculen. Op die manier kan je verklaren dat HI een hoger kookpunt heeft dan HBr, wat op zijn beurt weer een hoger kookpunt heeft dan HCl.

Je voorbeeld is overigens niet zo gelukkig gekozen, dit is omdat HF zeer gemakkelijk waterstofbruggen kan vormen tussen onderlinge moleculen. De oorzaak hiervan is nu wel de sterke elektronegativiteit van fluor. Dit zorgt voor weer extra krachten die je moet overwinnen wanneer je de vloeistof in de gasfase wilt brengen.
"Success is the ability to go from one failure to another with no loss of enthusiasm" - Winston Churchill





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures