Materie

Die deeltjies waaruit stowwe saamgestel is Verbindings Volgens die atoommodel is alle materie uit atome opgebou. Sommige stowwe bevat dieselfde atome, maar verskil in eienskappe. Tafelsout (NaCl) en waterstofchloried (HCl) bevat albei chloor, maar NaCl is ’n wit vaste stof wat ons oor kos gooi, terwyl HCl ’n gas is wat, wanneer dit in water oplos, soutsuur vorm! Hoe kan beide verbindings chloor bevat? Die enigste verklaring vir hierdie verskil in eienskappe is dat die chemiese bindings in NaCl verskil van die chemiese bindings in HCl. Verder is die twee

elemente waaruit tafelsout saamgestel is, natrium en chloor, op hulle eie uiters giftig vir die mens. Tydens chemiese binding ontstaan verbindings met eienskappe wat totaal verskil van die aparte elemente. Ons studie gaan dus fokus op die bindings wat atome bymekaar hou. Net soos die atoommodel, het die modelle vir chemiese bindings ook oor jare ontwikkel. Stowwe met verskillende eienskappe Jy behoort te weet dat verskillende stowwe verskillende eienskappe het en so geskik is vir verskillende gebruike. In die volgende tabel word die eienskappe van verskillende stowwe verstrek. Hierdie eienskappe verskaf inligting oor die bindinge wat die deeltjies in die stowwe bymekaar hou en is eksperimenteel verkry.

Materie

Tabel: Stowwe en eienskappe van die stowwe

Stowwe

Eienskappe

Geleiding in vaste fase

Geleiding in waterige oplossing

Smeltpunt

Geleiding in oplossing van xileen

Hardheid

Yster Ja Nee (Onoplosbaar) Baie hoog

Nee (Onoplosbaar) Hard, smeebaar

Naftaleen (Mottegif)

Nee Nee (Onoplosbaar) Laag Nee Sag

SiO2

(Sand-korrels)

Nee Nee (Onoplosbaar) Baie hoog

Nee (Onoplosbaar) Hard

NaCl (Tafelsout)

Nee Ja Hoog Nee Hard en bros

Aluminium Ja Nee (Onoplosbaar) Baie hoog

Onoplosbaar Hard, smeebaar

Jodium Nee Nee (Onoplosbaar) Laag Nee Sag

MgSO4

(Engelse sout)

Nee Ja Hoog Nee (Onoplosbaar) Hard en bros

Diamant Nee Nee (Onoplosbaar) Baie hoog

Nee (Onoplosbaar) Hard

Hieronder volg ‘n bespreking van metodes wat gebruik word om te toets vir die aanwesigheid van die bogenoemde eienskappe. Metodes: (i) Smeltpunt

Verhit ’n klein hoeveelheid van elke stof in ’n hardeglasproefbuis oor ’n bunsenvlam. Dui slegs aan of die smeltpunt hoog, gemiddeld of laag is sonder om temperatuurlesings te neem.

(ii) Geleiding in vloeistoffase

Gebruik ’n opstelling soos aangedui in die figuur om vir geleiding in die vloeistoffase te toets. Maak seker dat die twee

Materie

elektrodes nie aanmekaar raak nie en kyk of die ammeter ’n lesing gee wanneer die elektrodes in die betrokke vloeistof is.

Apparaat vir die toets van geleiding in vloeistowwe aaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaa Klik op die prentjie hierbo om ‘n YouTube video te sien van hoe hierdie eksperiment prakties gedoen word

Materie

Hoekom atome chemies verbind ’n Belangrike chemiese konsep Die fisiese eienskappe van ’n stof word in ’n groot mate deur die bindings wat die samestellende deeltjies bymekaar hou, bepaal. Hoekom vorm chemiese bindings? Chemiese bindings vorm sodat die energie van die sisteem kan verlaag. Die deeltjies wat verbind, word meer stabiel tydens ’n chemiese binding. Alles in die natuur wil meer stabiel wees. Dis makliker om te lê as om te staan! Chemiese bindings is die natuur se manier om elemente te laat lê. Wat is ’n chemiese binding? ’n Chemiese binding word dikwels voorgestel as ’n lyn tussen twee atome of ’n stokkie wat twee atome verbind. In die ou dae is dit as hakies, wat aanmekaar haak, gesien. Hierdie voorstellings laat dit lyk of ’n chemiese binding ’n “ding” is. Dit is egter eerder ’n effek wat veroorsaak dat atome se energie laer is wanneer hulle nader aanmekaar is as wanneer hulle verder van mekaar is. Die kragte wat atome bymekaar hou, is dieselfde elektrostatiese kragte wat elektrone aan ’n positiewe kern bind. Die enigste verskil is dat ’n chemiese binding ontstaan as gevolg van die gelyktydige aantrekking van valens-elektrone deur twee kerne. Die binne-elektrone (kernelektrone) word styf deur die atoomkern aangetrek, maar die aantrekking van die valens-elektrone deur twee kerne verskaf die kragte wat atome bymekaar hou en is die basis vir ’n chemiese binding.

Materie

Kovalent

Ionies Metaal

Daar is verskillende tipes chemiese bindings. Die verskillende eienskappe van stowwe het hierdie verskillende modelle van chemiese bindings genoodsaak. Ons onderskei drie tipes chemiese bindings en die bindingsmodelle is as volg: Kovalente bindings: Deling van elektrone tussen atome Ioniese bindings: Oordrag van elektrone tussen atome Metaalbindings: ’n Kombinasie van deling en oordrag

van elektrone tussen atome. Hoekom die edelgasse monatomies is Die edelgasse is bekend vir hulle onreaktiwiteit en kom as mono-atomiese gasse voor, bv. He, Ne en Ar. Die atoommodel kan nou ingespan word om hierdie onreaktiwiteit en geneigdheid om nie chemies te verbind nie, te verklaar. Jy sal opmerk dat alle edelgasse ’n ten volle gevulde hoogste energievlak het. Atome van ander elemente kort elektrone om ’n ten volle gevulde hoogste energievlak te hê. Die atoommodel verklaar dus die stabiliteit van edelgasse met ’n ten volle gevulde energievlak, en edelgasse het geen behoefte om met hulleself of ander elemente te verbind nie. Dit het tot die formulering van die oktetreël gelei.

Materie

Oktet-reël Alle elemente, behalwe waterstof en helium, neig om ’n oktet van valens-elektrone te hê. Waterstof en helium neig om twee valens-elektrone te hê. Edelgasse is dus stabiel omdat alle edelgasse, behalwe helium, ’n oktet van valens-elektrone het. Helium het twee valens-elektrone en dus ook ’n ten volle gevulde eerste energievlak. Alle atome wat nie ’n ten volle gevulde hoogste energievlak het nie, of kortweg, wat nie ’n oktet van valens-elektrone het nie, sal dus neig om chemies met mekaar of ander atome te verbind. Bindings deur elektrondeling Hoekom sommige elemente diatomies is Chloor, fluoor, suurstof, stikstof en waterstof is bekend as diatomiese gasse. Die atoom-model kan weereens hiervoor ’n verklaring bied. Die figuur illustreer die Aufbau diagramme vir waterstof en stikstof. Aufbaudiagramme vir waterstof en stikstof

Volgens die Aufaudiagram van waterstof kort waterstof een elektron om ’n stabiele of heliumstruktuur te hê. ’n Ander

Materie

waterstofatoom sit met dieselfde probleem. Die enigste oplossing is dat die twee waterstofatome moet saam groepeer en die twee elektrone met mekaar deel. Saam sal elkeen dus ’n ten volle gevulde energievlak kan bekom. Alleen is dit egter nie moontlik nie. Twee waterstofatome verbind dus deur elektrone te deel en vorm so ’n molekuul. ’n Molekuul kan gedefinieer word as ’n groep van twee of meer atome wat saamgebind is en as ’n eenheid optree. Dit is die kleinste eenheid van ’n verbinding wat steeds die verbinding se eienskappe het. Kovalente binding Die volgende figuur stel die vorming van die waterstofmolekuul met ’n ruimtevullende model voor. Let op dat die twee waterstofatome die twee bindingselektrone deel. ’n Chemiese binding wat ontstaan as gevolg van elektrondeling, word ’n kovalente binding genoem. In die Couperstruktuur in die figuur stel die lyntjie tussen die twee H-atome die twee bindingselektrone voor. Ruimtevullende model vir die vorming van ’n waterstof molekuul Couperstruktuur:

H + H H H

Materie

N + N N N

Die voorkoms van al die ander diatomiese molekule kan op soortgelyke manier deur die kovalente bindingsmodel verklaar word. In die waterstofmolekuul vorm slegs een binding tussen die twee waterstofatome. Dit staan as ’n enkelbinding bekend. Somtyds kry ons ook dubbel en trippel kovalente bindings. ’n Trippel kovalente binding Stikstof kom in lug voor as die diatomiese gas, N2. Volgens die Aufbaudiagram vir stikstof kort stikstof drie elektrone om ’n ten volle gevulde energievlak te hê. ’n Tweede stikstofatoom het dieselfde probleem en gevolglik sal twee stikstofatome elk drie elektrone skenk, en dan ses elektrone tussen hulle deel in die stikstofmolekuul. Die gevolg is ’n drievoudige kovalente binding tussen die twee stikstofatome. In die ruimtevullende model gebruik ons slegs die valens-elektrone. Daarom teken ons net vyf elektrone rondom die N-atoom en nie al sewe elektrone van stikstof nie. LW: Twee elektrone is nodig om een binding te vorm! Een strepie in ’n Couperstruktuur stel twee bindingselektrone voor. Gevolglik het die Couper-struktuur vir die stikstofmolekuul drie lyntjies tussen die twee N-atome. Ruimtevullende model vir die vorming van ’n stikstof molekuul Couperstruktuur:

Stikstof atome

• •

• • • N +

• •

• • • N • • • • N

• • • N • •

•

Stikstof molekuul (N2)

Materie

Meeratomige molekule Ammoniak (NH3) is ’n gas wat in die kunsmisbedryf gebruik word. Die gas bestaan uit baie ammoniakmolekule. Kan die atoommodel die bestaan van NH3 molekule verklaar? Uit die Aufbaudiagram van stikstof is dit duidelik dat stikstof drie elektrone kort om ’n stabiele struktuur te hê. Sou waterstof en stikstof bymekaar kom, is drie waterstofatome nodig om een stikstofatoom stabiliteit te gee. Ruimtevullende model vir die vorming van ’n ammoniak molekuul Wanneer vorm kovalente bindinge? Kovalente bindings vorm hoofsaaklik tussen die atome van nie-metale. Dit beteken dat wanneer atome van elemente aan die regterkant van die Periodieke Tabel met mekaar verbind om molekule te vorm, vorm bindings as gevolg van elektrondeling. Valensie Die aantal bindinge wat ’n atoom kan vorm, word die valensie van die atoom genoem. ’n Waterstofatoom kort slegs een elektron vir ’n

Stikstof atoom

• •

• • • N + + H •

Waterstof atome

N H

H

H

• • •

• •

• •

•

Ammoniak molekuul(NH3)

H • H • +

H H

H

N N + H + H + H

Materie

ten volle gevulde energievlak en vorm slegs een binding. Waterstof het dus ’n valensie van een. Net so het stikstof ’n valensie van 3. Die valensie van ’n element kan bepaal word met die volgende formule: Groepe I – IV: Valensie = groepnommer (in die Periodieke Tabel) Groepe V – VIII (0): Valensie = 8 − groepnommer (in die Periodieke Tabel) Vorming van reuse strukture deur elektrondeling Reuse kovalente strukture Diamant, grafiet en silikondioksied is voorbeelde van kovalente verbindings met baie hoë smeltpunte. Hierdie stowwe bestaan uit reuse netwerkstrukture waarin atome kovalent gebind is. Baie energie word benodig om hierdie bindings te breek, en gevolglik het hierdie stowwe baie hoë smeltpunte. Grafiet en diamant is twee uiters interessante stowwe wat chemies identies is, maar fisies totaal verskillend is. Beide stowwe bestaan uit atoomroosters waarin koolstofatome kovalent aanmekaar gebind is. Verskillende kristalvorms van dieselfde element word allotrope genoem. Diamant en grafiet is dus twee allotrope van koolstof. Weereens kan hierdie verskil in fisiese eienskappe tussen diamant en grafiet deur die chemiese bindings verklaar word.

Materie

Die strukture van diamant (links) en grafiet (regs)

Die kovalente bindings in diamant word in die figuur voorgestel as lyne wat die C-atome verbind. Elke C-atoom is kovalent gebind aan vier ander C-atome. Diamant is die hardste stof bekend aan ons (10 op die Mohs skaal) en word onder andere gebruik vir die vervaardiging van skerp instrumente. Boorpunte van oliebore word ook van diamante gemaak. Silikon en germanium, die belangrikste elemente in die rekenaar-industrie, het soortgelyke strukture as diamant. Grafiet het dieselfde samestelling as diamant, maar die C-atome is in lae gerangskik. Net soos in diamant, is die C-atome ook kovalent gebind, maar elke C-atoom is slegs aan drie ander C-atome verbind. Die vierde elektron, wat nie in kovalente bindings betrokke is nie, en vry kan beweeg, verklaar die elektriese geleiding van grafiet. Lae rangskik bo-op mekaar met swak kragte tussen die lae. Hierdie lae kan maklik oormekaar gly en dit verklaar weer die feit dat grafiet ’n uiters goeie smeermiddel is. Grafiet is een van die sagste stowwe bekend (1 op die Mohs skaal).

Materie

Vroeg in die 1980’s is ’n nuwe allotroop van koolstof ontdek. ’n Buckyball bestaan uit 60 koolstof-atome wat kovalent gebind is en ’n hol struktuur, soos ’n sokkerbal, vorm. Die buckyballs is vernoem na Buckminster-Fuller, die argitek bekend vir die ontwerp van koepelwonings. Die figure illustreer die sokkerbalstruktuur van die C60 molekuul. Buckyballs of buckminster fullerene hou, weens die hol struktuur, groot moontlikhede in as absorbeerders en molekulêre siwwe. Die moontlike gebruik as inhibeerder van die reproduksie van die MI-virus is ook nie uitgesluit nie. Baie wetenskaplikes doen tans navorsing oor die fullerene. Silikondioksied (SiO2) of silika is een van die algemeenste stowwe. Kwarts is kristallyne silikondioksied en seesand is hoofsaaklik silikondioksied. Sedert die antieke tye word silikon- dioksied in die maak van glas gebruik en dit speel ook ’n groot rol in die vervaardiging van optiese instrumente. Die elektroniese industrie is moontlik gemaak deur die unieke halfgeleidende eienskap van silikondioksied. Die figuur illustreer die reuse kovalente struktuur van silikondioksied. SiO2 is die empiriese (eenvoudigste) formule. Diamant en grafiet is twee allotrope van koolstof.

Materie

Binding deur elektron oordrag Ioniese binding Verbindings, soos NaCl en MgSO4 het eienskappe wat hulle as soortgelyke chemiese verbindings klassifiseer. Hierdie verbindings is almal nie-geleiers in die vaste fase, maar wel geleiers in waterige oplossing of wanneer gesmelt. Verder is hierdie tipe verbindings hard en bros met hoë smeltpunte. Die bindingsmodel wat hierdie eienskappe die beste kan verklaar, is die ioniese bindingsmodel. As voorbeeld vir die vorming van ioniese bindings gaan ons na die vorming van tafelsout kyk.

Hoe ontstaan ’n ioniese binding?

Volgens die Aufbau diagramme vir natrium en chloor bevat die Na- atoom 1 valens-elektron en die Cl- atoom 7 valens-elektrone. Beide atome het ’n valensie van 1.

Die Cl-atoom kort dus een elektron om ’n stabiele struktuur te verkry. Die Na-atoom moet óf sewe elektrone vir ’n stabiele struktuur bykry, óf een elektron verloor vir ’n stabiele struktuur. Die maklikste vir beide die Na- en die Cl-atoom is ’n elektronoordrag.

Materie

Die natriumatoom verloor dus een elektron en verkry ’n stabiele struktuur, terwyl die chlooratoom hierdie elektron opneem en ’n stabiele struktuur verkry. Die gevolg is die vorming van ’n positiewe en ’n negatiewe ioon wat mekaar weens elektrostatiese kragte aantrek. Die feit dat die Na-atoom maklik ’n elektron verloor, is in ooreenstemming met die lae eerste ionisasie-energie vir Na. Cl het ’n hoë eerste ionisasie-energie en sal dus nie maklik elektrone afstaan nie.

Diagrammatiese voorstelling van die elektron oordrag tussen ’n Na- en Cl-atoom

Aantrekking tussen miljoene Na+- en Cl

--ione vorm die NaCl-

kristalrooster. Hierdie rooster word deur sterk elektrostatiese kragte aanmekaar gehou wat die eienskappe van ioniese stowwe verklaar.

Die NaCl-kristalrooster

Materie

Wanneer vorm ioniese bindinge? Ons weet dat ionisasie-energie toeneem van links na regs in ’n periode. Atome van elemente links op die Periodieke Tabel sal dus makliker elektrone verloor as atome van elemente regs op die Periodieke Tabel. Jy weet ook reeds dat metale links en nie-metale regs op die Periodieke Tabel voorkom. Dit beteken dat metaal-atome ’n geneigdheid het om, wanneer naby ‘n nie-metaal atoom, elektrone af te staan aan die nie-metaal atoom. Ioniese bindings vorm gewoonlik tussen ’n metaal- en ’n nie-metaal atoom. Die metaal-atoom verloor ’n elektron/elektrone en vorm ’n positiewe ioon. Die nie-metaal atoom neem die elektron/elektrone op en vorm ’n negatiewe ioon. Die elektrostatiese aantrekking tussen die positiewe en negatiewe ione vorm die kristalrooster. Die formule van ’n ioniese verbinding gee die verhouding waarin die ione in die kristalrooster voorkom, bv. in NaCl is die verhouding 1:1.

NaCl is die empiriese formule vir die natriumchloried kristalrooster. In die rooster is elke positiewe ioon omring deur negatiewe ione en omgekeerd. Hier is ‘n paar oulike, interaktiewe webtuistes om meer hiervan te leer: http://www.pbslearningmedia.org/asset/lsps07_int_ionicbonding/ http://www.bbc.co.uk/schools/gcsebitesize/science/add_aqa_pre_2011/atomic/ionicact.shtml

Materie

Wat is ’n kristalrooster? ’n Ordelike driedimensionele rangskikking van deeltjies (ione, molekule of atome) in ’n vaste struktuur word ’n kristalrooster genoem. Die deeltjies in ’n ioniese rooster is positiewe en negatiewe ione. Bindings in metale Metale is gewoonlik vaste stowwe by kamertemperatuur, gelei elektrisiteit en hitte, en is smeebaar en pletbaar. Ten einde geleiding in die vaste fasette verklaar, moet daar vry elektrone wees wat as draers van die elektriese stroom kan optree. In kovalente bindings is die elektrone vasgevang in die binding. In ioniese bindings word elektrone oorgedra van een atoom na ’n ander en is ook nie vry nie. ’n Ander model is nodig waar valens-elektrone nie gedeel word nie, ook nie oorgedra word nie, maar vryelik kan beweeg: Die Metaalbindingsmodel. Volgens hierdie model word ’n metaal beskou as bestaande uit positiewe ione en ’n see van gedelokaliseerde (losgemaakte) valens-elektrone. Die valens-elektrone van metaal atome raak dus los en beweeg vryelik deur die metaal. (“Gedelokaliseerd” beteken dat al die bewegende valens-elektrone aan al die positiewe ione in die metaalrooster gesamentlik behoort en dat ’n valens-elektron nie meer vas is aan ’n spesifieke metaal atoom nie). Klik hier vir ‘n YouTube video wat mooi verduidelik hoe die metaalbinding werk.

Materie

Die metaalbindingsmodel verklaar die eienskappe van metale (i) Geleiding van hitte en elektrisiteit

Die vrybewegende valens-elektrone tree op as draers van elektriese stroom en hitte.

(ii) Smeebaarheid en pletbaarheid Sou jy ’n metaal met ’n hamer slaan, skuif die positiewe ione

oormekaar, maar die gedelokaliseerde valens-elektrone wat deurentyd tussenin beweeg, verhoed dat positiewe ione oor mekaar kom en mekaar afstoot.

(iii) Hoë digthede

Omdat elektrone baie klein is, kan metaal-ione baie dig teen mekaar pak.

(iv) Metaalglans Valens-elektrone is vry en behoort nie meer aan ’n spesifieke

metaal-atoom nie. Hierdie vrye elektrone kan lig van enige frekwensie absorbeer en uitstraal en nie net sekere energieë soos elektrone in ’n atoom nie. Metale het dus ’n glans by enige frekwensie lig. (Energie van hierdie vry elektrone is nie gekwantiseerd nie!)

Sien ook hier: http://www.howitworksdaily.com/science/how-do-atoms-emit-light/

Materie

Fases van materie Alle materie kom as een van drie fases voor, nl. vaste stowwe, vloeistowwe of gasse. Die reuse kovalente strukture of netwerke en ioniese stowwe is almal vaste stowwe. Baie stowwe wat ons in ons daaglikse lewe teëkom, bv. water, is vloeistowwe. Die lug wat ons inasem, bestaan weer uit verskillende gasse. Vaste stowwe het sterk kragte tussen deeltjies wat die deeltjies in ’n kristalrooster bymekaar hou. Kragte tussen deeltjies in die vaste fase is sterker as kragte tussen deeltjies in die vloeistoffase. So ook is die kragte tussen deeltjies in die vloeistoffase weer sterker as die kragte tussen deeltjies in die gasfase. Klik hieronder vir oulike, interaktiewe webtuistes: http://www.miamisci.org/af/sln/phases/nitrogensolid.html http://www.bbc.co.uk/schools/scienceclips/ages/9_10/changing_state.shtml Die eienskappe van die drie fases van materie word deur die kinetiese model of deeltjiemodel verklaar. Die aannames van die kinetiese model is die volgende:

Alle materie is opgebou uit deeltjies

Die deeltjies in materie is in gedurige beweging

Daar is aantrekkende en afstotende kragte tussen deeltjies

Die deeltjies bots teen mekaar en ook die houer waarin hulle is, en oefen só druk uit.

Die deeltjies, selfs in dieselfde houer, verskil in hul kinetiese energie.

Materie

Die vaste fase

Materie het ’n vaste vorm.

Deeltjies beweeg nie rond nie, maar vibreer om ’n vaste punt.

Die kragte tussen deeltjies is sterk.

Die deeltjies is baie na aanmekaar. Die vloeistoffase

Materie vloei en het nie ’n vaste vorm nie – neem die vorm van die houer aan.

Deeltjies is vry om in die vloeistof te beweeg en beweeg vinniger as in die vaste fase.

Deeltjies is verder uitmekaar as in die vaste fase.

Kragte tussen deeltjies is swakker as in die vaste fase. Die gasfase

’n Gas vul die houer waarin dit is.

Deeltjies is vry om te beweeg in die houer waarin dit is en beweeg baie vinnig in alle rigtings.

Deeltjies is baie ver uitmekaar en ontmoet nie sommer nie.

Daar is uiters swak kragte tussen die deeltjies. Temperatuur en kinetiese energie ’n Verhoging in temperatuur veroorsaak dat die deeltjies in ’n stof vinniger beweeg. Die deeltjies ondervind dus ’n toename in kinetiese energie. Nie al die deeltjies besit dieselfde kinetiese energie nie. Sommiges beweeg vinniger, ander weer stadiger. Die gemiddelde kinetiese energie van die deeltjies is ’n maatstaf vir die temperatuur van die stof. ( http://www.miamisci.org/af/sln/phases/watersolid.html)

Materie

Die fases van water In die yskristal is die watermolekule in die vorm van seshoeke gerangskik en vibreer effens. Die bindinge tussen die H2O-molekule in die yskristal hou die struktuur in posisie. By temperature hoër as 0°C vibreer die molekule vinniger en breek uiteindelik vry uit die vaste struktuur. Die ys smelt en vorm water. Hoewel hulle meer vryheid het, word die watermolekule steeds naby mekaar gehou deur kragte. By verdere verhoging in temperatuur verkry die watermolekule genoeg kinetiese energie en breek los vanaf die kragte tussen die molekule wat hulle in die vloeistoffase saamhou. Watermolekule beweeg dan vryelik in die lug as waterdamp. Hierdie verandering van vaste fase na vloeistoffase na gasfase gaan gepaard met die breek van kragte tussen die H2O-molekule. In ys, water en waterdamp, is die samestellende deeltjies steeds H2O-molekule. Hierdie kragte wat vir die drie fases van water verantwoordelik is, word intermolekulêre kragte genoem. Het jy geweet? Onsuiwerhede verlaag die smeltpunt van ’n stof. Wanneer sout op paaie gestrooi word, verlaag die vriespunt van water en gevolglik vries water eers by temperature heelwat laer as 0 °C. Molekulêre stowwe

Intra- en intermolekulêre kragte

Jy behoort te weet dat die vorming van kleiner molekule deur kovalente bindings kan plaasvind. Hierdie molekule soos bv. die

Materie

H2O-molekuul, skakel weer aanmekaar om stowwe wat uit baie van hierdie molekule bestaan, te vorm. Water is ’n voorbeeld van ’n molekulêre stof en bestaan uit miljoene watermolekules. In die watermolekuul bestaan kovalente bindinge tussen die O-atoom en die H-atome. Hierdie bindinge in die watermolekuul word intramolekulêre kragte genoem. Die kragte tussen die watermolekule word intermolekulêre kragte genoem. Die figuur illustreer die verskil tussen intra- en intermolekulêre kragte. Die intramolekulêre kragte is die kovalente bindinge in die watermolekuul. Intra- en intermolekulêre kragte ‘n Groep stowwe wat opgebou word uit molekule wat weer op hulle beurt opgebou is uit atome word molekulêre stowwe genoem. Die bindinge tussen die atome, d.i. kovalente bindinge, is baie sterk en die molekule sal nie sommer opbreek nie. Die bindinge tussen die molekule is egter heelwat swakker en breek maklik. Dit verklaar hoekom molekulêre stowwe meestal gasse, vloeistowwe of sagte vaste stowwe met lae smeltpunte is. Die eienskappe van hierdie groep stowwe word dus deur die intermolekulêre kragte bepaal. Twee tipes intermolekulêre kragte Die smeltpunte van die hidriede van Groepe IV, V, VI en VII dui daarop dat die smeltpunte van die hidriede, behalwe vir HF, H2O

Materie

en NH3, toeneem met die molekuulgrootte. Behalwe vir hierdie uitsonderings, kan ons sê dat intermolekulêre kragte met molekuulgrootte toeneem. Hierdie tipe intermolekulêre krag word Van der Waalskragte genoem. Die uitsonderings dwing ons om voorsiening te maak vir ’n tweede tipe intermolekulêre krag. Die intermolekulêre kragte tussen HF-, H2O- en NH3-molekule word waterstofbindings genoem. Laasgenoemde is ’n sterker intermolekulêre krag as Van der Waalskragte. Dit verklaar die hoër smeltpunte van HF, H2O en NH3. Hoe onderskei ons tussen Van der Waalskragte en waterstofbindings? Waterstofbindings kom slegs voor tussen molekule waarin:waterstof (H) kovalent gebind is aan stikstof (N), suurstof (O) of fluoor (F) Vir waterstofbindinge moet ’n molekuul eerstens ’n waterstofatoom bevat en die waterstofatoom moet kovalent gebind wees aan een van N, O of F. Indien ’n molekuul nie aan hierdie vereistes voldoen nie, sal die intermolekulêre kragte Van der Waalskragte wees.