Atoombinding: het kwantummechanische model - Molecuulorbitaalmethode (MO-methode) - Intermoleculaire krachten
3 belangrijke vragen over Atoombinding: het kwantummechanische model - Molecuulorbitaalmethode (MO-methode) - Intermoleculaire krachten
Welke krachten bepalen in moleculaire stoffen de binding tussen de moleculen? Welke twee typen zijn er?
Dat zijn de intermoleculaire krachten. Zijn er de oorzaak van dat moleculaire stoffen verschillende kook- en smeltpunten hebben.
Twee typen intermoleculaire krachten. De Vanderwaalskrachten en de waterstofbruggen.
Twee typen intermoleculaire krachten. De Vanderwaalskrachten en de waterstofbruggen.
Verklaar het oplopende kookpunt in de reeks CH4, CF4, CCL4
CH4 is apolair
CF4 is apolair
CCl4 is apolair
Chemische binding London-dispersie-krachten.
De polariseerbaarheid van molecuul is groter als de elektronenwolken groter zijn.
Daarom London dispersiekracht zwakst in CH4, daarna CF4 en sterkst in CCL4. Daarom neemt kookpunt toe.
CF4 is apolair
CCl4 is apolair
Chemische binding London-dispersie-krachten.
De polariseerbaarheid van molecuul is groter als de elektronenwolken groter zijn.
Daarom London dispersiekracht zwakst in CH4, daarna CF4 en sterkst in CCL4. Daarom neemt kookpunt toe.
Hoe en waarom lost een zout op in water? Welke andere stoffen?
Water is polair. Zout bestaat uit ionen. Hydratatie zout lost op in water. Neg ion, pos pool naar gericht. Positief ion, negatieve kant molecuul naar gericht. Ionen omhuld door watermoleculen. De hydratiekrachten wegen op tegen roosterenergie van het zout.
Andere polaire stoffen als ammoniak NH3. Of ethanol C2H5OH.
Andere polaire stoffen als ammoniak NH3. Of ethanol C2H5OH.
De vragen op deze pagina komen uit de samenvatting van het volgende studiemateriaal:
- Een unieke studie- en oefentool
- Nooit meer iets twee keer studeren
- Haal de cijfers waar je op hoopt
- 100% zeker alles onthouden
Onthoud sneller, leer beter. Wetenschappelijk bewezen.
