Chemistry 141 - Learning Objectives for Chapter 4
- ANS-Convert between Lewis structures and 3-dimensional representations of structure (and
vice versa).
- ANS-Draw structural isomers when given a molecular formula. Distinguish between structural
isomers and alternative representations of the same molecule.
- ANS-Translate between different representations of simple molecules (for example, space
filling models, ball and stick models, perspective formulae, and Lewis structures).
- ANS-Use Lewis structures and VSEPR to deduce electron pair geometry and molecular
shape of molecules
- ANS-Use Lewis structures to deduce the hybridization of the atoms in a molecule.
- Ability of an element to attract electrons to itself in a bond.
- Depends on effective nuclear charge and size of orbitals.
- Electronegativity increases across the periodic table.
- Electronegativity decreases down the periodic table. - ANS-Predict and explain the relative
electronegativity of different elements.
- Each substance has the same types of IMFs.(H-bonding, dipole-dipole, and LDFs)
- Yet IMFs cannot all be the same strength!
- LDFs are similar in strength due to similar size electron clouds.
- Dipole-dipole interactions are similar because all are highly polar.
- H-bonding interactions depend on the amount formed between molecules. - ANS-Use
intermolecular forces to explain properties of molecular compounds. Predict and/or rank relative
melting and boiling points of given compounds.
- London dispersion forces (all molecules)
- Dipole-dipole interactions (polar molecules)
- Hydrogen bonding interactions (only very specific molecules)
LDFs < dipole-dipole < H-bonds
weakest to strongest - ANS-Use molecular structure and the polarity of a molecule to predict the
type(s)of intermolecular forces (London dispersion forces, dipole-dipole interactions, and
hydrogen bonding interactions) present in molecules.
- Since side-to-side overlap of atomic orbitals gives π bond, they cannot rotate freely.
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