---
title: "Elektronegativiteit, polariteit en krachten tussen moleculen"
book: "Scheikunde van basisschool tot bovenbouw"
subject: chemistry
language: nl
chapter: 30
exercises: 15
source: https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/30-elektronegativiteit-polariteit-en-krachten-tussen-moleculen
license: CC-BY-NC-SA-4.0
credit: "One Chemistry Book, One Course (one-course.com)"
---

# Hoofdstuk 30 — Elektronegativiteit, polariteit en krachten tussen moleculen

Een gekko rent tegen een ruit op en hangt aan één teen aan het glas, zonder lijm en zonder zuignap. Een watermolecuul, $\ce{H2O}$, is lichter dan een [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) waterstofsulfide, $\ce{H2S}$, en toch kookt water bij $100\,{}^{\circ}\mathrm{C}$, terwijl waterstofsulfide tot $-60\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ een gas is. Beide verhalen gaan over hetzelfde: de krachten die [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) bij elkaar houden, en aan andere dingen. Ze zijn veel zwakker dan de [covalente bindingen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/24-lewisstructuren-en-de-vorm-van-moleculen#def-g10-lewis-and-shape-covalent-bond) binnen een [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule), maar ze bepalen of een stof bij kamertemperatuur een gas, een vloeistof of een vaste stof is, en of een gekko valt.

**Wat je al weet.**

Een [covalente binding](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/24-lewisstructuren-en-de-vorm-van-moleculen#def-g10-lewis-and-shape-covalent-bond) is een elektronenpaar dat door twee [atomen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-atom) gedeeld wordt; [lewisstructuren](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/24-lewisstructuren-en-de-vorm-van-moleculen#def-g10-lewis-and-shape-lewis-structure) tonen bindende en [vrije elektronenparen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/24-lewisstructuren-en-de-vorm-van-moleculen#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair), en de paren rond een centraal [atoom](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-atom) bepalen de vorm van een [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) ([Hoofdstuk 24](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/24-lewisstructuren-en-de-vorm-van-moleculen#ch-g10-lewis-and-shape)). [Ionen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/17-ionen-en-ionenoplossingen#def-g9-ions-ion) dragen een lading; in een ionaire vaste stof trekken positieve en negatieve [ionen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/17-ionen-en-ionenoplossingen#def-g9-ions-ion) elkaar aan ([Hoofdstuk 17](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/17-ionen-en-ionenoplossingen#ch-g9-ions)).

![Een gekko op een ruit: de kussentjes van zijn tenen houden zich vast met krachten tussen moleculen.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g11-polarity-and-cohesion/img-c4c9bd5535ae.jpg)

*Een gekko op een ruit: de kussentjes van zijn tenen houden zich vast met krachten tussen [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule).*

## 30.1 Elektronegativiteit

**Definitie 30.1 (Elektronegativiteit).**

De *elektronegativiteit* van een element geeft aan hoe sterk zijn [atomen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-atom) in een [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de [elektronen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/16-in-het-atoom#def-g9-inside-the-atom-nucleus) van de bindingen die ze delen naar zich toe trekken. Het is een getal zonder eenheid; op de gebruikelijke schaal loopt het van ongeveer 0.8 tot ongeveer 4.

![Elektronegativiteiten van de eerste twintig elementen (schaal van Pauling; voor helium, neon en argon, die hier geen bindingen vormen, is er geen gegeven). Gemarkeerd: de vier meest elektronegatieve.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g11-polarity-and-cohesion/fig-86597e0fef60.svg)

*[Elektronegativiteiten](#def-g11-polarity-and-cohesion-electronegativity) van de eerste twintig elementen (schaal van Pauling; voor helium, neon en argon, die hier geen bindingen vormen, is er geen gegeven). Gemarkeerd: de vier meest elektronegatieve.*

**Propositie 30.2 (Trends in de tabel).**

De [elektronegativiteit](#def-g11-polarity-and-cohesion-electronegativity) neemt langs een periode toe van links naar rechts en neemt in een groep af van boven naar beneden. Fluor (3.98) is het meest elektronegatieve element; de [alkalimetalen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/23-elektronenschillen-en-het-periodiek-systeem#def-g10-electron-shells-family) zijn het minst elektronegatief (lithium 0.98, kalium 0.82).

**Bewijs.** Lees af in de tabel: langs periode 2, $0.98 < 1.57 < 2.04 < 2.55 < 3.04 <
3.44 < 3.98$; naar beneden in [groep](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/20-het-periodiek-systeem-een-eerste-blik#def-g9-periodic-table-first-look-period) 17 staat fluor $3.98$ boven chloor $3.16$; naar beneden in [groep](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/20-het-periodiek-systeem-een-eerste-blik#def-g9-periodic-table-first-look-period) 1, $2.20$, $0.98$, $0.93$, $0.82$. (Waarom dat zo is, legt het deel voor het eerste universiteitsjaar uit.) ∎

**Geschiedenis — De schaal van Pauling, 1932.**

De scheikundige Linus Pauling stelde in 1932 de eerste elektronegativiteitsschaal op, uit de energieën van bindingen tussen verschillende [atomen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-atom). Hij gaf fluor de grootste waarde, en de schaal die in dit hoofdstuk gebruikt wordt, is nog altijd naar hem genoemd.

## 30.2 Polaire bindingen en polaire moleculen

**Definitie 30.3 (Polaire binding, partiële lading).**

Een [covalente binding](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/24-lewisstructuren-en-de-vorm-van-moleculen#def-g10-lewis-and-shape-covalent-bond) tussen twee [atomen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-atom) met een verschillende [elektronegativiteit](#def-g11-polarity-and-cohesion-electronegativity) is een *polaire binding*: het gedeelde paar zit dichter bij het meest elektronegatieve [atoom](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-atom). Dat [atoom](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-atom) draagt een kleine negatieve *partiële lading*, geschreven als $\delta^-$, en het andere [atoom](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-atom) een even grote positieve partiële lading, $\delta^+$.

**Propositie 30.4 (Wanneer is een binding polair?).**

Een binding tussen twee gelijke [atomen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-atom) is niet polair. Tussen verschillende [atomen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-atom) geldt: hoe groter het verschil in [elektronegativiteit](#def-g11-polarity-and-cohesion-electronegativity), hoe polairder de binding; als vuistregel geldt een verschil onder ongeveer 0.4 (zoals bij $\ce{C-H}$, $2.55 - 2.20 = 0.35$) als apolair. Is het verschil heel groot (zoals bij Na en Cl, $3.16 - 0.93 = 2.23$), dan worden de [elektronen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/16-in-het-atoom#def-g9-inside-the-atom-nucleus) niet gedeeld maar overgedragen: de verbinding is ionair.

**Bewijs.** Aangenomen: het volgt uit de definitie van [elektronegativiteit](#def-g11-polarity-and-cohesion-electronegativity), en de grenzen zijn afspraken. ∎

**Definitie 30.5 (Polaire en apolaire moleculen).**

Een [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) is een *polair molecuul* als het zwaartepunt van zijn positieve [partiële ladingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) en dat van zijn negatieve [partiële ladingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) niet samenvallen; vallen ze samen, dan is het een *apolair molecuul*.

**Methode 30.6 (Is een molecuul polair?).**

1. Teken de [lewisstructuur](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/24-lewisstructuren-en-de-vorm-van-moleculen#def-g10-lewis-and-shape-lewis-structure) en bepaal de vorm van het [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) .
2. Geef de [polaire bindingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) aan met $\delta^+$ en $\delta^-$ .
3. Is er geen enkele [polaire binding](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) , dan is het [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) apolair. Anders kijk je naar de vorm: liggen de [polaire bindingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) symmetrisch rond het midden, dan heffen hun effecten elkaar op en is het [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) apolair; zo niet, dan is het polair.

![In water legt de gebogen vorm het zwaartepunt van de positieve partiële ladingen (tussen de waterstofatomen) onder het zuurstofatoom: het molecuul is polair. In koolstofdioxide trekken de twee polaire bindingen in tegengestelde richtingen (pijlen) en heffen ze elkaar op: de zwaartepunten van de lading vallen samen op het koolstofatoom.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g11-polarity-and-cohesion/fig-7847e55fa555.svg)

*In water legt de gebogen vorm het zwaartepunt van de positieve [partiële ladingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) (tussen de waterstofatomen) onder het zuurstofatoom: het [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) is polair. In koolstofdioxide trekken de twee [polaire bindingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) in tegengestelde richtingen (pijlen) en heffen ze elkaar op: de zwaartepunten van de lading vallen samen op het koolstofatoom.*

**Voorbeeld 30.7 (Vier moleculen).**

Waterstofchloride $\ce{HCl}$ heeft één [polaire binding](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) en is polair, met chloor $\delta^-$. Ammoniak $\ce{NH3}$, een piramide van drie polaire $\ce{N-H}$-bindingen, is polair, met stikstof $\delta^-$. Methaan $\ce{CH4}$ heeft alleen bijna apolaire $\ce{C-H}$-bindingen: apolair. Tetrachloormethaan $\ce{CCl4}$ heeft vier polaire $\ce{C-Cl}$-bindingen, maar op de hoekpunten van een regelmatige tetraëder: hun effecten heffen elkaar op en het [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) is apolair.

## 30.3 Vanderwaalsbindingen

**Definitie 30.8 (Vanderwaalsbinding).**

Een *vanderwaalsbinding* is een zwakke aantrekking tussen naburige [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule), die tussen alle [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) bestaat, polair of niet: de [elektronen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/16-in-het-atoom#def-g9-inside-the-atom-nucleus) van elk [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) bewegen voortdurend, en de tijdelijke ongelijke ladingen van het ene [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) trekken die van zijn buren aan. Tussen [polaire moleculen](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-molecule) geven de blijvende [partiële ladingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) nog een extra aantrekking.

**Propositie 30.9 (Grotere moleculen trekken sterker aan).**

[Vanderwaalsbindingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals) worden sterker naarmate de [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) groter zijn, dus naarmate ze meer [elektronen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/16-in-het-atoom#def-g9-inside-the-atom-nucleus) hebben; tussen vergelijkbare [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) hebben de grotere het hogere smelt- en kookpunt.

**Bewijs.** Aangenomen: een grotere elektronenwolk is makkelijker te vervormen, dus zijn tijdelijke ladingen zijn groter, en hij heeft meer contact met zijn buren. ∎

**Voorbeeld 30.10 (De halogenen).**

De [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) $\ce{F2}$, $\ce{Cl2}$, $\ce{Br2}$, $\ce{I2}$ zijn allemaal apolair en steeds groter. Hun kookpunten stijgen mee: $-188\,{}^{\circ}\mathrm{C}$, $-34\,{}^{\circ}\mathrm{C}$, $59\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ en $184\,{}^{\circ}\mathrm{C}$. Bij kamertemperatuur zijn fluor en chloor gassen, broom een vloeistof en jood een vaste stof.

**Opmerking 30.11 (De gekko).**

Eén [vanderwaalsbinding](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals) is piepklein, maar ze tellen op. De teenkussentjes van een gekko zijn bedekt met een dicht tapijt van microscopisch kleine haartjes, die zich elk weer splitsen in nog fijnere uiteinden, die zo dicht bij het glas komen dat [vanderwaalsbindingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals) over een heel groot totaal oppervlak werken.

## 30.4 Waterstofbruggen

**Definitie 30.12 (Waterstofbrug).**

Een *waterstofbrug* is een aantrekking tussen een waterstofatoom dat gebonden is aan een heel elektronegatief [atoom](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-atom) (stikstof, zuurstof of fluor), en daardoor een duidelijke $\delta^+$ draagt, en een [vrij elektronenpaar](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/24-lewisstructuren-en-de-vorm-van-moleculen#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair) van een ander stikstof-, zuurstof- of fluoratoom, vaak op een naburig [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule). Je tekent haar als een stippellijn, en de drie betrokken [atomen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-atom) liggen bijna op een rechte lijn.

![Waterstofbruggen (gestippeld) rond een watermolecuul in vloeibaar water: zijn twee waterstofatomen binden aan de zuurstofatomen van twee buren, en de twee vrije elektronenparen van zijn zuurstofatoom nemen de waterstofatomen van twee andere op.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g11-polarity-and-cohesion/fig-4061f37c4b30.svg)

*[Waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) (gestippeld) rond een watermolecuul in vloeibaar water: zijn twee waterstofatomen binden aan de zuurstofatomen van twee buren, en de twee [vrije elektronenparen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/24-lewisstructuren-en-de-vorm-van-moleculen#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair) van zijn zuurstofatoom nemen de waterstofatomen van twee andere op.*

**Voorbeeld 30.13 (Ethanol en propaan).**

Ethanol, $\ce{CH3-CH2-OH}$ ($46.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$), en propaan, $\ce{CH3-CH2-CH3}$ ($44.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$), hebben [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) van bijna dezelfde grootte. Toch kookt ethanol bij $78\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ en propaan bij $-42\,{}^{\circ}\mathrm{C}$. Ethanolmoleculen vormen met hun $\ce{O-H}$-groep [waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) met elkaar; propaanmoleculen kunnen dat niet.

## 30.5 De samenhang van vaste stoffen en vloeistoffen

**Definitie 30.14 (Moleculaire vaste stof).**

Een *moleculaire vaste stof* is een vaste stof die bestaat uit [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) die bij elkaar gehouden worden door [vanderwaalsbindingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals) en, waar dat kan, [waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond). IJs, vast jood en suiker zijn moleculaire vaste stoffen.

**Propositie 30.15 (Samenhang en faseovergang).**

Hoe sterker de aantrekking tussen de deeltjes van een stof, hoe hoger haar smelt- en kookpunt. In volgorde van toenemende sterkte: [vanderwaalsbindingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals), [waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond), en de aantrekking tussen de [ionen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/17-ionen-en-ionenoplossingen#def-g9-ions-ion) van een ionaire vaste stof.

**Bewijs.** Aangenomen: bij smelten en koken worden de deeltjes tegen deze aantrekking in uit elkaar getrokken, wat meer energie kost, dus een hogere temperatuur, als ze sterker is. ∎

**Voorbeeld 30.16 (Drie vaste stoffen).**

Natriumchloride, een ionaire vaste stof, smelt bij $801\,{}^{\circ}\mathrm{C}$; ijs, bijeengehouden door [waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond), bij $0\,{}^{\circ}\mathrm{C}$; vast methaan, alleen bijeengehouden door [vanderwaalsbindingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals) tussen kleine [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule), ver onder $-150\,{}^{\circ}\mathrm{C}$.

![Kookpunten van de verbindingen van waterstof met de elementen van de groepen 14 tot en met 17. In elke groep stijgen ze met de grootte van het molecuul, behalve bij het eerste lid van de groepen 15, 16 en 17, dat veel te hoog ligt: ammoniak, water en waterstoffluoride vormen waterstofbruggen. (Waar de gebruikte bronnen geen waarde geven, staat er geen punt.)](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g11-polarity-and-cohesion/fig-ba2815b0afd3.svg)

*Kookpunten van de verbindingen van waterstof met de elementen van de [groepen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/20-het-periodiek-systeem-een-eerste-blik#def-g9-periodic-table-first-look-period) 14 tot en met 17. In elke groep stijgen ze met de grootte van het [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule), behalve bij het eerste lid van de [groepen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/20-het-periodiek-systeem-een-eerste-blik#def-g9-periodic-table-first-look-period) 15, 16 en 17, dat veel te hoog ligt: ammoniak, water en waterstoffluoride vormen [waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond). (Waar de gebruikte bronnen geen waarde geven, staat er geen punt.)*

**Opmerking 30.17 (IJs en sneeuw).**

In ijs is elk watermolecuul via [waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) gebonden aan vier buren, in een open netwerk van zeshoekige ringen. Dat netwerk laat meer lege ruimte over dan vloeibaar water, waarin de bruggen voortdurend breken en opnieuw ontstaan: ijs is minder dicht dan water en drijft. De zesvoudige symmetrie van sneeuwkristallen weerspiegelt de zeshoekige ringen van het netwerk.

![Sneeuwkristallen, begin twintigste eeuw gefotografeerd door Wilson Bentley: elk ervan heeft zes takken.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g11-polarity-and-cohesion/img-b8cc6167f97d.jpg)

*Sneeuwkristallen, begin twintigste eeuw gefotografeerd door Wilson Bentley: elk ervan heeft zes takken.*

## 30.6 Oefeningen

**Oefening 30.1 ★.**

Welk [atoom](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-atom) draagt in de bindingen $\ce{H-Cl}$, $\ce{O-H}$ en $\ce{C-O}$ de [partiële lading](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) $\delta^-$? Gebruik de tabel van [elektronegativiteiten](#def-g11-polarity-and-cohesion-electronegativity).

**Oplossing van Oefening 30.1.**

$\ce{H-Cl}$: chloor (3.16 tegen 2.20). $\ce{O-H}$: zuurstof (3.44). $\ce{C-O}$: zuurstof (3.44 tegen 2.55).

**Oefening 30.2 ★.**

Welke van deze bindingen zijn polair: $\ce{H-H}$, $\ce{C-H}$, $\ce{O-H}$, $\ce{N-H}$, $\ce{Cl-Cl}$, $\ce{C-Cl}$? Geef voor elk het verschil in [elektronegativiteit](#def-g11-polarity-and-cohesion-electronegativity).

**Oplossing van Oefening 30.2.**

$\ce{H-H}$: 0, niet polair. $\ce{C-H}$: 0.35, geldt als apolair. $\ce{O-H}$: 1.24, polair. $\ce{N-H}$: 0.84, polair. $\ce{Cl-Cl}$: 0, niet polair. $\ce{C-Cl}$: 0.61, polair.

**Oefening 30.3 ★.**

Welk element is in elk paar het meest elektronegatief: stikstof of fosfor; zuurstof of zwavel; koolstof of stikstof; natrium of magnesium? Welke trend van de tabel illustreert elk paar?

**Oplossing van Oefening 30.3.**

Stikstof (3.04 > 2.19) en zuurstof (3.44 > 2.58): de [elektronegativiteit](#def-g11-polarity-and-cohesion-electronegativity) neemt af naar beneden in een groep. Stikstof (3.04 > 2.55) en magnesium (1.31 > 0.93): ze neemt toe van links naar rechts langs een periode.

**Oefening 30.4 ★.**

Welke van $\ce{CH4}$, $\ce{NH3}$, $\ce{H2O}$ en $\ce{HCl}$ kunnen [waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) vormen tussen hun eigen [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule)? Leg uit.

**Oplossing van Oefening 30.4.**

Ammoniak en water: elk heeft waterstofatomen gebonden aan stikstof of zuurstof, en [vrije elektronenparen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/24-lewisstructuren-en-de-vorm-van-moleculen#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair) op dat [atoom](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-atom). Methaan heeft geen waterstof aan N, O of F; waterstofchloride heeft waterstof gebonden aan chloor, en dat is niet een van de drie [atomen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-atom) uit de definitie.

**Oefening 30.5 ★.**

Is er aantrekking tussen de [apolaire moleculen](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-molecule) van methaan? Waarom is methaan bij kamertemperatuur toch een gas?

**Oplossing van Oefening 30.5.**

Ja: [vanderwaalsbindingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals) bestaan tussen alle [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule). Maar methaanmoleculen zijn klein (10 [elektronen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/16-in-het-atoom#def-g9-inside-the-atom-nucleus)), dus deze bindingen zijn heel zwak en breken al bij een heel lage temperatuur: methaan kookt bij ongeveer $-162\,{}^{\circ}\mathrm{C}$.

**Oefening 30.6 ★★.**

Zeg van elk [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) of het polair is: dichloormethaan $\ce{CH2Cl2}$ (tetraëdrisch), tetrachloormethaan $\ce{CCl4}$, ammoniak $\ce{NH3}$, koolstofdioxide $\ce{CO2}$, boortrifluoride $\ce{BF3}$ (een vlakke driehoek met boor in het midden).

**Oplossing van Oefening 30.6.**

$\ce{CH2Cl2}$: polair (twee polaire $\ce{C-Cl}$-bindingen en twee bijna apolaire $\ce{C-H}$-bindingen: geen symmetrie die ze opheft). $\ce{CCl4}$: apolair (vier gelijke bindingen op de hoekpunten van een tetraëder). $\ce{NH3}$: polair (piramide). $\ce{CO2}$: apolair (lineair, tegengestelde bindingen). $\ce{BF3}$: apolair (drie gelijke [polaire bindingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) onder $120{}^{\circ}$ in een vlak heffen elkaar op).

**Oefening 30.7 ★★.**

Welk waterstofatoom in methanol, $\ce{CH3-OH}$, kan in een [waterstofbrug](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) gegeven worden? Welk [atoom](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-atom) kan er een opnemen? Kunnen [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) van methanol en water [waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) met elkaar vormen? Teken er een.

**Oplossing van Oefening 30.7.**

De waterstof van de $\ce{O-H}$-groep kan gegeven worden (niet die van $\ce{CH3}$, die aan koolstof gebonden zijn); het zuurstofatoom, met zijn twee [vrije elektronenparen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/24-lewisstructuren-en-de-vorm-van-moleculen#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair), kan opnemen. Ja: de $\ce{O-H}$ van methanol kan binden aan de zuurstof van een watermolecuul, en een $\ce{O-H}$ van water aan de zuurstof van methanol, bijvoorbeeld $\ce{CH3-O-H}$ $\cdots$ $\ce{OH2}$.

**Oefening 30.8 ★★.**

Leg uit waarom de kookpunten stijgen in de volgorde $\ce{CH4}$ < $\ce{SiH4}$ < $\ce{GeH4}$.

**Oplossing van Oefening 30.8.**

De drie [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) zijn apolair en hebben dezelfde vorm, maar zijn steeds groter (10, 18 en 36 [elektronen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/16-in-het-atoom#def-g9-inside-the-atom-nucleus)): hun [vanderwaalsbindingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals) worden sterker, en hun kookpunten stijgen mee.

**Oefening 30.9 ★★.**

Welke groep laat in de grafiek van de kookpunten van de hydriden geen afwijkende waarde zien voor haar eerste lid? Waarom niet?

**Oplossing van Oefening 30.9.**

[Groep](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/20-het-periodiek-systeem-een-eerste-blik#def-g9-periodic-table-first-look-period) 14: methaan heeft geen waterstof gebonden aan N, O of F en vormt geen [waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond), dus het volgt de trend van zijn groep.

**Oefening 30.10 ★★.**

De bindingen $\ce{H-Cl}$, $\ce{H-Br}$, $\ce{H-I}$ zijn steeds minder polair (de [elektronegativiteiten](#def-g11-polarity-and-cohesion-electronegativity) van chloor, broom en jood zijn 3.16, 2.96 en 2.66), en toch stijgen de kookpunten: $-85\,{}^{\circ}\mathrm{C}$, $-66\,{}^{\circ}\mathrm{C}$, $-35\,{}^{\circ}\mathrm{C}$. Welke aantrekking wint, en waarom?

**Oplossing van Oefening 30.10.**

De [vanderwaalsbindingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals): de [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) worden groter van $\ce{HCl}$ naar $\ce{HI}$, en de toename van deze bindingen met de grootte weegt zwaarder dan de afname van de aantrekking tussen de [partiële ladingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond).

**Oefening 30.11 ★★.**

Bij kamertemperatuur is chloor een gas en jood een vaste stof, hoewel beide uit [apolaire moleculen](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-molecule) $\ce{X2}$ bestaan. Leg uit.

**Oplossing van Oefening 30.11.**

Een joodmolecuul is veel groter dan een chloormolecuul (106 [elektronen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/16-in-het-atoom#def-g9-inside-the-atom-nucleus) tegen 34): zijn [vanderwaalsbindingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals) zijn veel sterker, sterk genoeg om de [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) bij kamertemperatuur in een vaste stof bij elkaar te houden.

**Oefening 30.12 ★★★.**

Ethanol $\ce{CH3-CH2-OH}$, methoxymethaan $\ce{CH3-O-CH3}$ en propaan $\ce{CH3-CH2-CH3}$ hebben bijna dezelfde [molaire massa](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/25-de-mol-en-de-molaire-massa#def-g10-the-mole-molar-mass). Ze koken bij $78\,{}^{\circ}\mathrm{C}$, $-25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ en $-42\,{}^{\circ}\mathrm{C}$. Welke ervan zijn polair? Welke vormen [waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) tussen hun eigen [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule)? Verklaar de volgorde.

**Oplossing van Oefening 30.12.**

Propaan is apolair: alleen [vanderwaalsbindingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals). Methoxymethaan is polair (twee polaire $\ce{C-O}$-bindingen in een gebogen $\ce{C-O-C}$) maar heeft geen waterstof aan zijn zuurstof: geen [waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) tussen zijn [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule). Ethanol is polair en zijn $\ce{O-H}$-groepen vormen [waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond). Hoe sterker de aantrekking, hoe hoger het kookpunt: propaan < methoxymethaan < ethanol.

**Oefening 30.13 ★★★.**

In ijs is elk watermolecuul via [waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) gebonden aan vier buren, in een open netwerk; in vloeibaar water breekt het netwerk voortdurend en stort het deels in. Leg uit waarom ijs op water drijft. Waarom is dat belangrijk voor de vissen in een bevroren meer?

**Oplossing van Oefening 30.13.**

Het open netwerk van ijs neemt meer ruimte in dan dezelfde [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) in de vloeistof, dus ijs is minder dicht dan vloeibaar water en drijft. Een meer bevriest van bovenaf: de ijslaag isoleert het water eronder, dat vloeibaar blijft, en de vissen overleven.

**Oefening 30.14 ★★★.**

Zet in volgorde van toenemend smeltpunt, en verklaar met de aantrekking tussen de deeltjes: kaliumchloride $\ce{KCl}$, ijs $\ce{H2O}$, vast methaan $\ce{CH4}$.

**Oplossing van Oefening 30.14.**

Vast methaan ([vanderwaalsbindingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals) tussen kleine [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule)) < ijs ([waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond)) < kaliumchloride (aantrekking tussen [ionen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/17-ionen-en-ionenoplossingen#def-g9-ions-ion)).

**Oefening 30.15 ★★★.**

Fluor is elektronegatiever dan zuurstof, dus een $\ce{H-F}$-binding is polairder dan een $\ce{O-H}$-binding. Toch kookt water bij $100\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ en waterstoffluoride bij $20\,{}^{\circ}\mathrm{C}$. Tel de waterstofatomen die elk [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) kan geven en de [vrije elektronenparen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/24-lewisstructuren-en-de-vorm-van-moleculen#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair) waarmee het kan opnemen, en leg uit.

**Oplossing van Oefening 30.15.**

Een watermolecuul heeft twee waterstofatomen om te geven en twee [vrije elektronenparen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/24-lewisstructuren-en-de-vorm-van-moleculen#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair) om mee op te nemen: elk [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) kan aan vier [waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) meedoen, twee gegeven en twee opgenomen, wat een volledig netwerk opbouwt. Een [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) waterstoffluoride heeft drie [vrije elektronenparen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/24-lewisstructuren-en-de-vorm-van-moleculen#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair) maar maar één waterstofatoom: het geeft maar één [waterstofbrug](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond), dus kan er gemiddeld maar één brug per [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) ontstaan (zigzagketens). Water heeft ongeveer twee keer zoveel [waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) per [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule), en kookt hoger.

## 30.7 Probleem: Waarom kookt water bij $100\,{}^{\circ}\mathrm{C}$?

**Probleem 30.1.**

Weekendprobleem — bij welke temperatuur zou water koken zonder waterstofbruggen?

Zuurstof, zwavel en seleen staan in dezelfde groep van de tabel, en alle drie vormen ze een verbinding met waterstof: $\ce{H2O}$, $\ce{H2S}$, $\ce{H2Se}$. In elke groep hydriden stijgen de kookpunten gewoonlijk met de grootte van het [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule). Water breekt die regel. Met hoeveel?

**Deel I — Drie [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule).**

1. Teken de [lewisstructuren](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/24-lewisstructuren-en-de-vorm-van-moleculen#def-g10-lewis-and-shape-lewis-structure) van $\ce{H2O}$ , $\ce{H2S}$ en $\ce{H2Se}$ . Waarom lijken ze op elkaar?
2. Bereken hun [molaire massa’s](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/25-de-mol-en-de-molaire-massa#def-g10-the-mole-molar-mass) .
3. Bereken de verschillen in [elektronegativiteit](#def-g11-polarity-and-cohesion-electronegativity) van de bindingen $\ce{O-H}$ , $\ce{S-H}$ en $\ce{Se-H}$ (zuurstof 3.44, zwavel 2.58, seleen 2.55, waterstof 2.20). Welke bindingen zijn duidelijk polair?
4. Wat is de vorm van de drie [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) ? Zijn ze polair?
5. Tel de [elektronen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/16-in-het-atoom#def-g9-inside-the-atom-nucleus) van elk [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) . Welk heeft de sterkste [vanderwaalsbindingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals) ?

**Deel II — [Waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond).**

6. Welke van de drie verbindingen vormt [waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) tussen haar [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) ? Waarom de andere niet?
7. Aan hoeveel [waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) kan één watermolecuul hoogstens meedoen? Teken ze.
8. Welke aantrekking houdt de [moleculen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) van waterstofsulfide in de vloeistof bij elkaar?

**Deel III — De trend.**

9. Waterstofsulfide kookt bij $212.9\,\mathrm{K}$ en waterstofselenide bij $-41.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . Druk de eerste uit in graden Celsius ( $\theta = T - 273.15$ ).
10. Hoeveel stijgt het kookpunt van periode 3 ( $\ce{H2S}$ ) naar periode 4 ( $\ce{H2Se}$ )?
11. Waarom stijgt het?
12. Bij welke temperatuur zou een “normaal” $\ce{H2O}$ koken, als je aanneemt dat het kookpunt van periode 2 naar periode 3 evenveel stijgt?
13. Test de methode op [groep](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/20-het-periodiek-systeem-een-eerste-blik#def-g9-periodic-table-first-look-period) 14: $\ce{SiH4}$ kookt bij $-112\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ en $\ce{GeH4}$ bij $-88.1\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . Voorspel het kookpunt van $\ce{CH4}$ en vergelijk met het echte, $-162\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . Is de extrapolatie exact?
14. Doe hetzelfde voor [groep](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/20-het-periodiek-systeem-een-eerste-blik#def-g9-periodic-table-first-look-period) 17 ( $\ce{HCl}$ $-85.1\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , $\ce{HBr}$ $-66.4\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ) en vergelijk met $\ce{HF}$ , $19.6\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

**Deel IV — Het verschil.**

15. Water kookt echt bij $100\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . Hoe groot is het verschil tussen de echte en de geëxtrapoleerde waarde?
16. Hetzelfde voor ammoniak, met $\ce{PH3}$ $-87.8\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ en $\ce{AsH3}$ $-62.5\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ; ammoniak kookt echt bij $-33.4\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .
17. Zet water, waterstoffluoride en ammoniak op volgorde van de grootte van hun verschil, en verklaar de volgorde door [waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) te tellen.
18. Zou water zonder [waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) bij kamertemperatuur een vaste stof, een vloeistof of een gas zijn? Wat zou dat betekenen voor de aarde?
19. Waarom is het antwoord op vraag 12 maar een schatting?
20. Geef het eindantwoord: bij ongeveer welke temperatuur zou water zonder [waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) koken?

**Oplossing van Probleem 30.1.**

**1.** $\ce{H-O-H}$, $\ce{H-S-H}$, $\ce{H-Se-H}$, elk centraal [atoom](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-atom) met twee [vrije elektronenparen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/24-lewisstructuren-en-de-vorm-van-moleculen#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair): O, S en Se hebben zes [valentie-elektronen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/23-elektronenschillen-en-het-periodiek-systeem#def-g10-electron-shells-valence), omdat ze in dezelfde groep staan.

**2.** $M(\ce{H2O}) = 18.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$, $M(\ce{H2S}) =
34.1\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$, $M(\ce{H2Se}) = 81.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$.

**3.** $3.44 - 2.20 = 1.24$; $2.58 - 2.20 = 0.38$; $2.55 - 2.20 = 0.35$. Alleen de $\ce{O-H}$-binding is duidelijk polair.

**4.** Gebogen (vier groepen, waarvan twee vrije paren). Water is polair; waterstofsulfide en waterstofselenide maar heel weinig.

**5.** 10, 18 en 36 [elektronen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/16-in-het-atoom#def-g9-inside-the-atom-nucleus): waterstofselenide heeft de sterkste [vanderwaalsbindingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals).

**6.** Alleen water: zijn waterstofatomen zijn gebonden aan zuurstof, een van de drie heel elektronegatieve [atomen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-atom); zwavel en seleen zijn niet elektronegatief genoeg om hun waterstofatomen een duidelijke $\delta^+$ te geven.

**7.** Vier: twee via zijn eigen waterstofatomen, twee opgenomen door zijn twee [vrije elektronenparen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/24-lewisstructuren-en-de-vorm-van-moleculen#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair).

**8.** [Vanderwaalsbindingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals) (met daarbij een zwakke aantrekking tussen de kleine [partiële ladingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond)).

**9.** $212.9 - 273.15 = -60.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ en $-41.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}$.

**10.** $-41.3 - (-60.3) = 19.0\,{}^{\circ}\mathrm{C}$.

**11.** Het [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) is groter, dus zijn [vanderwaalsbindingen](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals) zijn sterker.

**12.** $-60.3 - 19.0 = -79.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}$.

**13.** Stijging $-88.1 - (-112) = 23.9\,{}^{\circ}\mathrm{C}$; voorspelling voor methaan $-112 - 23.9 = -136\,{}^{\circ}\mathrm{C}$, tegen $-162\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ in werkelijkheid: de extrapolatie ligt ongeveer $26\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ te hoog. Ze is niet exact; de echte trend is geen rechte lijn.

**14.** Stijging $18.7\,{}^{\circ}\mathrm{C}$; voorspelling voor waterstoffluoride $-85.1 - 18.7 = -103.8\,{}^{\circ}\mathrm{C}$, tegen $19.6\,{}^{\circ}\mathrm{C}$: een verschil van ongeveer $123\,{}^{\circ}\mathrm{C}$.

**15.** $100 - (-79.3) = 179\,{}^{\circ}\mathrm{C}$, ongeveer $180\,{}^{\circ}\mathrm{C}$.

**16.** Stijging $25.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}$; voorspelling $-87.8 - 25.3 =
-113\,{}^{\circ}\mathrm{C}$; verschil $-33.4 - (-113) = 80\,{}^{\circ}\mathrm{C}$.

**17.** Water ($180\,{}^{\circ}\mathrm{C}$) > waterstoffluoride ($123\,{}^{\circ}\mathrm{C}$) > ammoniak ($80\,{}^{\circ}\mathrm{C}$). Water geeft twee waterstofatomen en neemt op met twee [vrije elektronenparen](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/24-lewisstructuren-en-de-vorm-van-moleculen#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair): vier [waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) per [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule), allemaal benut. Waterstoffluoride heeft één waterstofatoom om te geven, en ammoniak maar één [vrij elektronenpaar](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/24-lewisstructuren-en-de-vorm-van-moleculen#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair) om mee op te nemen: gemiddeld minder bruggen per [molecuul](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/11-atomen-en-moleculen#def-g7-atoms-and-molecules-molecule), en stikstof, dat minder elektronegatief is, vormt zwakkere.

**18.** Een gas: het zou koken bij ongeveer $-80\,{}^{\circ}\mathrm{C}$. De aarde zou geen vloeibaar water hebben, geen oceanen, geen regen, en geen van het leven dat daarvan afhangt.

**19.** Het extrapoleert een rechte lijn door maar twee punten, en de test op [groep](https://one-course.com/books/chemistry/1/nl/chapter/20-het-periodiek-systeem-een-eerste-blik#def-g9-periodic-table-first-look-period) 14 laat zien dat zo’n extrapolatie zo’n $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ernaast kan zitten.

**20.** Zonder [waterstofbruggen](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) zou water koken bij ongeveer $-80\,{}^{\circ}\mathrm{C}$, zo’n $180\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ onder zijn echte kookpunt.