Aggregatietoestanden en intermoleculaire krachten

De aggregatietoestand van een stof (vast, vloeibaar of gasvormig) staat in direct verband met de intermoleculaire krachten (cohesiekrachten) die heersen tussen de stofdeeltjes. Deze intermoleculaire aantrekkingskrachten zijn steeds elektrische van aard en zijn afhankelijk van de heersende temperatuur en druk.

Inhoud

• Intermoleculaire krachten
• Aggregatietoestanden
• Vaste stof
• Vloeistof
• Gas
• Soorten intermoleculaire krachten
• Waterstofbruggen
• Dipoolkrachten
• Ion-dipoolkrachten
• Van der Waalskrachten

Intermoleculaire krachten

Intermoleculaire krachten zijn krachten die ervoor zorgen dat er aantrekking of afstoting is tussen verschillende moleculen. Zij zorgen ervoor dat een grote groep moleculen samenblijft.

Aggregatietoestanden

Vaste stof

De intermoleculaire krachten tussen de deeltjes zijn heel groot. De deeltjes hebben niet voldoende energie om de cohesiekrachten te overwinnen. Ze kunnen alleen maar ter plaatse trillen. Vaste stoffen hebben hierdoor een vaste vorm en dus ook een vast volume.

Vloeistof

De intermoleculaire krachten zijn kleiner dan bij een vaste stof en de deeltjes hebben meer bewegingsenergie. De deeltjes hebben nu genoeg energie om door elkaar te bewegen. Ze hebben dus steeds andere buurdeeltjes. Een vloeistof heeft hierdoor geen vaste vorm. De cohesiekrachten zijn wel groot genoeg om de vloeistofmassa bij elkaar te houden. Een vloeistof heeft hierdoor dus wel een vast volume.

Gas

De intermoleculaire krachten zijn zeer gering en de deeltjes hebben veel bewegingsenergie. Daardoor kunnen de deeltjes van elkaar weg bewegen en zal een gas een zo groot mogelijk volume willen innemen. Een gas heeft dus geen constant volume en willen we een gas bewaren moeten we het in een gesloten vat brengen.

Of een stof vast, vloeibaar of gasvormig is, hangt af van temperatuur en druk. Bij bepaalde temperaturen (en drukken) zullen stoffen kunnen overgaan van de ene aggregatietoestand naar de anderen. Dit noemt men de faseovergangen.

Soorten intermoleculaire krachten

Er zijn vier soorten intermoleculaire krachten.

• Waterstofbruggen
• Dipoolkrachten
• Ion-dipoolkrachten
• Van der Waalskrachten

Je zou ook de ion-ionkracht kunnen vermelden maar deze kracht wordt gerekend bij de chemische bindingen, de ionbinding, en dus niet bij de intermoleculaire krachten.

Waterstofbruggen

Wanneer moleculen H-atomen bevatten welke gebonden zijn aan kleine atomen met een grote elektronegativiteit (EN) (N, O, F), dan kunnen deze moleculen onderling waterstofbruggen vormen. Een grote elektronegativiteit betekent dat die atomen elektronen naar zich toetrekken. Stikstof (N), zuurstof (O) en fluor (F) zijn voorbeelden van atomen met een grote EN.

Bij watermoleculen staan beide waterstofatoom met een EN van 2.1 bijna alle elektronen af aan het zuurstofatoom welke een EN van 3.5 heeft. Het waterstofatoom kan hier bijna worden beschouwd als een proton (H⁺). Dit proton zal andere negatieve deelladingen aantrekken zoals de zuurstofatomen van andere moleculen water. Zo legt het waterstofatoom een brug tussen het eigen covalent gebonden zuurstofatoom en het zuurstofatoom uit een buurmolecule. Dit verklaart het hoge smeltpunt en kookpunt van het kleine molecule water. Door de sterke interactie tussen watermoleculen is er veel energie nodig om deze moleculen uit elkaar te trekken.

Ammoniak (NH₃) vertoont ook waterstofbruggen maar NH₃ is bij kamertemperatuur toch gasvormig in tegenstelling tot water. Dit kan verklaart worden door de lagere EN van stikstof (3.0) in vergelijking met die van zuurstof. Watermoleculen vormen dus onderling sterkere waterstofbruggen dan ammoniakmoleculen.

Dipoolkrachten

Als moleculen positieve deelladingen bevatten, dan worden deze aangetrokken door de negatieve deelladingen van andere moleculen. De grootte van de dipoolkrachten is afhankelijk van de sterkte van de deelladingen. Deze sterkte wordt hier ook bepaald door de EN-waarden van de betrokken atomen.

Zoutzuur (HCl) bijvoorbeeld vormt zo een dipool. Het waterstofatoom bevat een positieve deellading en het chlooratoom een negatieve, dit door het verschil in EN-waarde tussen waterstof en chloor. De deels positief geladen waterstofatomen trekken dus de deels negatief geladen chlooratomen van andere HCl-moleculen aan. HCl is bij kamertemperatuur wel gasvormig daar dipoolkrachten zwakkere krachten zijn dan waterstofbruggen.

Ion-dipoolkrachten

Als je keukenzout (NaCl) in water brengt, zal dit dissociëren in positieve ionen (Na⁺) en negatieve ionen (Cl^-). Nadat het kristalrooster is afgebroken, zullen deze ionen worden gehydrateerd. Het keukenzout lost dus op in het water.

De bindingen tussen de ionen en de dipoolmoleculen van een oplosmiddel zijn sterker naarmate de lading van het positieve ion en het negatieve ion en het dipoolmoment van de moleculen van het solvent groter zijn. Als je zout toevoegt aan water, zal er meer warmte nodig zijn om de watermoleculen in de gasfase te krijgen. Er treedt dus een kookpuntsverhoging op.

Van der Waalskrachten

Dit zijn zwakke intermoleculaire krachten welke het gevolg zijn van tijdelijke schommelingen in de ladingswolken van de deeltjes. Door deze schommelingen ontstaan tijdelijke negatieve en positieve ladingscentra. De tijdelijke positieve ladingscentra van een molecule zullen de tijdelijke negatieve ladingscentra van een ander molecule aantrekken. De sterkte is afhankelijk van de polariseerbaarheid van een molecule.

Algemeen kan gesteld worden dat een groot molecule een grotere polariseerbaarheid vertoont. Dit komt omdat grotere moleculen een groter aantal elektronen bevatten. Dit komt tot uiting als je eenvoudige alkanen beschouwd. Tussen alkaanmoleculen (C_nH_2n+2) onderling bestaan er enkel Van der Waalskrachten. De kleinere alkanen vertonen een zwakkere interactie dan de grotere. De kleinere alkanen zoals bijvoorbeeld propaan (C₃H₈) zijn bij kamertemperatuur dus gasvormig en de grotere alkanen zoals bijvoorbeeld octadecaan (C₁₈H₃₈) zijn in dezelfde omstandigheden vast. Een tussenliggend alkaan zoals bijvoorbeeld decaan (C₁₀H₂₂) is bij kamertemperatuur vloeibaar.