Hoe kan het dat twee moleculen elkaar aantrekken ipv afstoten?
Je zou toch zeggen dat de afstotende kracht tussen de elektronen sterker is dan de aantrekkende, zwakke vanderwaalskrachten.
Laatste berichten
-
22:27
positie 1
-
21:34
[scheikunde] Kan chloorgas de geleiding van elektriciteit belemmeren? 8
-
21:15
Weerfrustratie 9
-
18:24
Schroefdraad berekening 5
-
18:08
geen minkowski-ruimte toch? Doe ik dit nou fout? 15
-
14:16
do-re-mi-fa-so vliegtuigen 7
-
14:16
Kunnen quantum Zonnecellen 190% quantum efficiënt zijn 3
-
13:57
De Euro Nederlandse 100 qubit computer komt eraan
-
10:42
projectiel 8
-
10:37
Verschil tussen deze 2 vragen 5
-
09:25
[scheikunde] berekeningen labo vitamine c bepaling 1
-
22 apr
[wiskunde] rode en witte ballen verdelen 8
-
22 apr
Rotatie van het heelal 41
-
22 apr
Muntje opgooien 14
-
21 apr
Reactiviteit silyl enol ethers 1
-
21 apr
Criterium voor vochtretentie
-
21 apr
speciale rel. theorie 5
-
21 apr
Vogels in de stad zijn goede klussers
-
21 apr
Ervaringen met "herontdekkingen" 15
-
20 apr
Herleiden afmetingen vanaf een foto 19
Nieuwsberichten
-
04 mar
Een nieuw soort magnetisme: altermagnetisme
-
31 okt
AI kan via stem diabetes vaststellen 11
-
21 okt
Einstein krijgt wéér gelijk 45
-
07 feb
witter dan wit 20
-
19 jun
irrigatie en de aardas
Vanderwaalsbinding
Moderator: ArcherBarry
-
- Berichten: 1.617
Re: Vanderwaalsbinding
De Vanderwaalsbinding is een elektrische aantrekkingskracht. De elektronen in een molecuul zijn niet gelijkmatig over het molecuul verdeeld. Zo ontstaat een dipool: de kant waar meer elektronen zitten is negatief geladen en de kant met een elektronentekort is positief geladen.
Twee van zulke moleculen trekken elkaar aan: de positieve kant van een molecuul wordt aangetrokken door de negatieve kant van een ander molecuul. (net als staafmagneten waarvan tegengestelde polen elkaar aantrekken, het gaat hier alleen over elektrostatische krachten)
Een positief geladen kant van een molecuul betekent niet dat er alleen positieve lading zit. Er zitten alleen te weinig elektronen om de positieve lading van de protonen teniet te doen.
Het beeld dat elektronen alleen maar aan de buitenkant zitten en dat moleculen elkaar daardoor alleen zouden kunnen afstoten is niet correct. De elektronen bevinden zich in de ruimte aan de buitenkant, maar als ze gemiddeld op dezelfde plaats zitten als het zwaartepunt van positieve lading is het molecuul geen dipool, het is overal elektrisch neutraal. Elektronen bewegen zo snel om het molecuul heen dat het net is alsof hun lading zit op de plaats waar de elektronen gemiddeld zitten. En dat is in het midden, niet aan de buitenkant.
Twee van zulke moleculen trekken elkaar aan: de positieve kant van een molecuul wordt aangetrokken door de negatieve kant van een ander molecuul. (net als staafmagneten waarvan tegengestelde polen elkaar aantrekken, het gaat hier alleen over elektrostatische krachten)
Een positief geladen kant van een molecuul betekent niet dat er alleen positieve lading zit. Er zitten alleen te weinig elektronen om de positieve lading van de protonen teniet te doen.
Het beeld dat elektronen alleen maar aan de buitenkant zitten en dat moleculen elkaar daardoor alleen zouden kunnen afstoten is niet correct. De elektronen bevinden zich in de ruimte aan de buitenkant, maar als ze gemiddeld op dezelfde plaats zitten als het zwaartepunt van positieve lading is het molecuul geen dipool, het is overal elektrisch neutraal. Elektronen bewegen zo snel om het molecuul heen dat het net is alsof hun lading zit op de plaats waar de elektronen gemiddeld zitten. En dat is in het midden, niet aan de buitenkant.
-
- Berichten: 6.853
Re: Vanderwaalsbinding
Het antwoord is al een beetje op de goede weg, maar Vanderwaalskrachten zijn niet uitsliutend dipool-dipool-interacties, Anton. Het kan ook een dipool zijn die bij een molecuul(fragment) in de buurt komt die geen dipool is, en daardoor een dipool opwekt (een interactie tussen een dipool en een geïnduceerde dipool). Die trekken elkaar dan aan. En zelfs als twee niet-dipolen elkaar naderen kan er door fluctuaties wel een dipoolinteractie optreden die aantrekkend werkt.
De wikipedia-pagina over dit onderwerp legt het uit.
In de kwantummechanica kun je ook niet echt spreken over elektronen die snel bewegen door moleculen....
De wikipedia-pagina over dit onderwerp legt het uit.
In de kwantummechanica kun je ook niet echt spreken over elektronen die snel bewegen door moleculen....
-
- Berichten: 1.617
Re: Vanderwaalsbinding
Een interactie tussen een dipool en een geïnduceerde dipool is ook een dipool-dipool interactie, je kunt het basisprincipe best uitleggen zonder geïnduceerde dipolen, de kern is dat het elektrostatische kracht is die wordt veroorzaakt door asymmetrische ladingsverdelingen. Ik weet niet wat de voorkennis is van TS maar aan de naam te oordelen is het een middelbare scholier in de onderbouw en dan moet je niet meteen alle bloody details op tafel smijten want het concept is op zichzelf al abstract genoeg voor die gasten.
Ik dacht in de vraagstelling ook een bekend misconcept te ontdekken bij TS: een atoom of molecuul zou aan de buitenkant negatief geladen zijn omdat de elektronen aan de buitenkant zitten. Het is mij ook bekend dat het model van snel ronddraaiende elektronen helemaal fout is, net als deeltjes die lijken op pingpongballen, klopt ook geen bal van, maar dat zijn wel succesvolle interpretaties die je moeiteloos kunt vervangen door de correctere beschrijving van een golfvergelijking in een ruimtelijk potentiaalveld als je er aan toe bent - dat is althans mijn eigen ervaring.
Ik dacht in de vraagstelling ook een bekend misconcept te ontdekken bij TS: een atoom of molecuul zou aan de buitenkant negatief geladen zijn omdat de elektronen aan de buitenkant zitten. Het is mij ook bekend dat het model van snel ronddraaiende elektronen helemaal fout is, net als deeltjes die lijken op pingpongballen, klopt ook geen bal van, maar dat zijn wel succesvolle interpretaties die je moeiteloos kunt vervangen door de correctere beschrijving van een golfvergelijking in een ruimtelijk potentiaalveld als je er aan toe bent - dat is althans mijn eigen ervaring.
