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22. Jan. 2026
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karinabeiderarbeit
@karinabeiderarbeit_d15bd3
Bei den zwischenmolekularen Kräften geht es um die Anziehungskräfte zwischen... Mehr anzeigen
Intermolekulare Kräfte sind Anziehungskräfte zwischen einzelnen Teilchen eines Stoffs. Sie bestimmen direkt, in welchem Aggregatszustand ein Stoff bei einer bestimmten Temperatur vorliegt.
Im festen Zustand sind die Teilchen geordnet und fest miteinander verbunden. Die intermolekularen Kräfte sind hier am stärksten, weshalb der Stoff eine bestimmte Form behält und nicht fließt.
Bei Flüssigkeiten sind die Teilchen lockerer verbunden und ungeordnet. Sie können aneinander vorbeigleiten, bleiben aber durch die intermolekularen Kräfte nah beieinander. Darum bildet sich eine waagerechte Oberfläche aus.
Im gasförmigen Zustand sind die Teilchen frei beweglich und nicht miteinander verbunden. Die intermolekularen Kräfte sind hier zu schwach, um die Teilchen zusammenzuhalten, sodass sie den verfügbaren Raum vollständig ausfüllen.
💡 Wichtig: Je stärker die intermolekularen Kräfte, desto höher ist der Schmelz- und Siedepunkt eines Stoffes!
Dipol-Dipol-Kräfte sind stärkere elektrostatische Anziehungskräfte zwischen polaren Molekülen. Sie entstehen, wenn in einem Molekül Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität (mindestens 0,5 Unterschied) verbunden sind und die Schwerpunkte der entstehenden Teilladungen nicht zusammenfallen.
Die Elektronegativität gibt an, wie stark ein Atom Valenzelektronen anzieht. Je näher ein Element im Periodensystem an Fluor steht, desto höher ist seine Elektronegativität. Wenn Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität verbunden sind, entstehen Teilladungen .
Beispiele für polare Moleküle (Dipole) sind Wasser (H₂O) mit einem ΔEN von 1,4 und Wasserstoffchlorid (HCl) mit einem ΔEN von 0,9. Bei Wasser hat Sauerstoff die höhere Elektronegativität, daher trägt er eine negative Teilladung, während die Wasserstoffatome positiv polarisiert sind. Symmetrische Moleküle wie Kohlenstoffdioxid oder Stickstoff (N≡N) bilden keine Dipole, obwohl teilweise unterschiedliche Elektronegativitäten vorliegen können.
💡 Aha-Moment: Die Dipol-Dipol-Kräfte im Wasser sind so stark, dass sein Siedepunkt ungewöhnlich hoch ist – ohne diese Kräfte wäre Wasser bei Raumtemperatur gasförmig!
Ionenkräfte sind die mit Abstand stärksten zwischenmolekularen Anziehungskräfte. Sie entstehen zwischen geladenen Teilchen wie beispielsweise Na⁺ und Cl⁻ im Kochsalz. Typischerweise treten sie bei Verbindungen zwischen Metallen und Nichtmetallen auf.
Bei Stoffen wie Methanol (CH₄O), Ammoniak (NH₃), Lithiumbromid (LiBr) und Sauerstoff (O₂) finden wir unterschiedliche Kombinationen von intermolekularen Kräften. Alle vier besitzen London-Kräfte, aber nur Methanol, Ammoniak und Lithiumbromid weisen Dipol-Dipol-Kräfte auf. Wasserstoffbrücken kommen nur bei Methanol vor, während Ionenkräfte ausschließlich bei Lithiumbromid zu finden sind.
Die Siedepunkte dieser Stoffe steigen in folgender Reihenfolge: Sauerstoff < Ammoniak < Methanol < Lithiumbromid (Ionenkräfte).
💡 Merke dir: Alle Salze sind bei Zimmertemperatur fest, weil die Ionenkräfte so stark sind!
Wasserstoffbrücken sind besonders starke zwischenmolekulare Kräfte, die zusätzlich zu Dipol-Dipol-Kräften auftreten können. Sie entstehen, wenn ein Wasserstoffatom mit einem stark elektronegativen Element (F, O, N oder Cl) verbunden ist.
Damit Wasserstoffbrückenbindungen entstehen können, muss ein deutlicher Elektronegativitätsunterschied vorhanden sein (ca. 1). Die Elektronegativität des beteiligten Atoms muss ungefähr 3,1 oder höher sein, wenn das H-Atom einen Wert von 2,1 hat.
Ein typisches Beispiel ist Wasserstofffluorid, wo die H-Atome mit den elektronegativen F-Atomen benachbarter Moleküle Brücken bilden. Diese Anordnung erhöht die Anziehungskraft zwischen den Molekülen erheblich.
💡 Merke dir: Wasserstoffbrückenbindungen sind viel stärker als normale Dipol-Dipol-Kräfte und kommen nur bei Verbindungen mit H und F, O, N oder Cl vor!
London-Kräfte (auch Van-der-Waals-Kräfte genannt) sind sehr schwache elektrostatische Anziehungskräfte, die zwischen allen Teilchen wirken. Je größer das Teilchen ist, desto stärker sind diese Kräfte.
Ein gutes Beispiel für den Einfluss von London-Kräften zeigen die Halogene: Chlor (Cl₂), Brom (Br₂) und Iod (I₂). Chlor mit wenigen Elektronen hat schwache London-Kräfte und ist gasförmig. Brom mit mehr Elektronen hat stärkere London-Kräfte und ist flüssig. Iod mit vielen Elektronen hat starke London-Kräfte und ist fest.
London-Kräfte entstehen durch kurzzeitige Verschiebung der Elektronenwolken. Wenn zwei Atome nahe beieinander sind, können sich ihre Elektronenwolken so beeinflussen, dass vorübergehend kleine Teilladungen entstehen. Diese ziehen sich dann gegenseitig an.
Wasserstoff (H₂) mit nur zwei Elektronen hat sehr geringe London-Kräfte und ist daher gasförmig. Schwefel (S₈) hingegen mit vielen Elektronen hat starke London-Kräfte und liegt bei Raumtemperatur als Feststoff vor.
💡 Wichtig zu wissen: Alle Stoffe besitzen London-Kräfte – sie sind die Basis aller zwischenmolekularen Wechselwirkungen!
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Die App ist sehr einfach zu bedienen und gut gestaltet. Ich habe bisher alles gefunden, wonach ich gesucht habe, und konnte viel aus den Präsentationen lernen! Ich werde die App definitiv für ein Schulprojekt nutzen! Und natürlich hilft sie auch sehr als Inspiration.
Stefan S
iOS-Nutzer
Diese App ist wirklich super. Es gibt so viele Lernzettel und Hilfen [...]. Mein Problemfach ist zum Beispiel Französisch und die App hat so viele Möglichkeiten zur Hilfe. Dank dieser App habe ich mich in Französisch verbessert. Ich würde sie jedem empfehlen.
Samantha Klich
Android-Nutzerin
Wow, ich bin wirklich begeistert. Ich habe die App einfach mal ausprobiert, weil ich sie schon oft beworben gesehen habe und war absolut beeindruckt. Diese App ist DIE HILFE, die man für die Schule braucht und vor allem bietet sie so viele Dinge wie Übungen und Lernzettel, die mir persönlich SEHR geholfen haben.
Anna
iOS-Nutzerin
Beste App der Welt! Keine Worte, weil sie einfach zu gut ist
Thomas R
iOS-Nutzer
Einfach genial. Lässt mich 10x besser lernen, diese App ist eine glatte 10/10. Ich empfehle sie jedem. Ich kann Lernzettel anschauen und suchen. Ich kann sie im Fachordner speichern. Ich kann sie jederzeit wiederholen, wenn ich zurückkomme. Wenn du diese App noch nicht ausprobiert hast, verpasst du wirklich was.
Basil
Android-Nutzer
Diese App hat mich so viel selbstbewusster in meiner Klausurvorbereitung gemacht, nicht nur durch die Stärkung meines Selbstvertrauens durch die Features, die es dir ermöglichen, dich mit anderen zu vernetzen und dich weniger allein zu fühlen, sondern auch durch die Art, wie die App selbst darauf ausgerichtet ist, dass du dich besser fühlst. Sie ist einfach zu bedienen, macht Spaß und hilft jedem, der in irgendeiner Weise Schwierigkeiten hat.
David K
iOS-Nutzer
Die App ist einfach super! Ich muss nur das Thema in die Suche eingeben und bekomme sofort eine Antwort. Ich muss nicht mehr 10 YouTube-Videos schauen, um etwas zu verstehen, und spare dadurch richtig viel Zeit. Sehr empfehlenswert!
Sudenaz Ocak
Android-Nutzerin
In der Schule war ich echt schlecht in Mathe, aber dank der App bin ich jetzt besser geworden. Ich bin so dankbar, dass ihr die App gemacht habt.
Greenlight Bonnie
Android-Nutzerin
sehr zuverlässige App, um deine Ideen in Mathe, Englisch und anderen verwandten Themen zu verbessern. bitte nutze diese App, wenn du in bestimmten Bereichen Schwierigkeiten hast, diese App ist dafür der Schlüssel. wünschte, ich hätte früher eine Bewertung geschrieben. und sie ist auch kostenlos, also mach dir darüber keine Sorgen.
Rohan U
Android-Nutzer
Ich weiß, dass viele Apps gefälschte Accounts nutzen, um ihre Bewertungen zu pushen, aber diese App verdient das alles. Ursprünglich hatte ich eine 4 in meinen Englisch-Klausuren und dieses Mal habe ich eine 2 bekommen. Ich wusste erst drei Tage vor der Klausur von dieser App und sie hat mir SEHR geholfen. Bitte vertrau mir wirklich und nutze sie, denn ich bin sicher, dass auch du Fortschritte sehen wirst.
Xander S
iOS-Nutzer
DIE QUIZZE UND KARTEIKARTEN SIND SO NÜTZLICH UND ICH LIEBE Knowunity KI. ES IST AUCH BUCHSTÄBLICH WIE CHATGPT ABER SCHLAUER!! HAT MIR AUCH BEI MEINEN MASCARA-PROBLEMEN GEHOLFEN!! SOWIE BEI MEINEN ECHTEN FÄCHERN! NATÜRLICH 😍😁😲🤑💗✨🎀😮
Elisha
iOS-Nutzer
Diese App ist echt der Hammer. Ich finde Lernen so langweilig, aber diese App macht es so einfach, alles zu organisieren und dann kannst du die kostenlose KI bitten, dich abzufragen, so gut, und du kannst einfach deine eigenen Sachen hochladen. sehr empfehlenswert als jemand, der gerade Probeklausuren schreibt
Paul T
iOS-Nutzer
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Thomas R
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Greenlight Bonnie
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Rohan U
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Xander S
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Paul T
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karinabeiderarbeit
@karinabeiderarbeit_d15bd3
Bei den zwischenmolekularen Kräften geht es um die Anziehungskräfte zwischen Teilchen, die bestimmen, ob ein Stoff fest, flüssig oder gasförmig ist. Diese Kräfte sind entscheidend für viele Eigenschaften von Substanzen, die du täglich beobachten kannst.
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Intermolekulare Kräfte sind Anziehungskräfte zwischen einzelnen Teilchen eines Stoffs. Sie bestimmen direkt, in welchem Aggregatszustand ein Stoff bei einer bestimmten Temperatur vorliegt.
Im festen Zustand sind die Teilchen geordnet und fest miteinander verbunden. Die intermolekularen Kräfte sind hier am stärksten, weshalb der Stoff eine bestimmte Form behält und nicht fließt.
Bei Flüssigkeiten sind die Teilchen lockerer verbunden und ungeordnet. Sie können aneinander vorbeigleiten, bleiben aber durch die intermolekularen Kräfte nah beieinander. Darum bildet sich eine waagerechte Oberfläche aus.
Im gasförmigen Zustand sind die Teilchen frei beweglich und nicht miteinander verbunden. Die intermolekularen Kräfte sind hier zu schwach, um die Teilchen zusammenzuhalten, sodass sie den verfügbaren Raum vollständig ausfüllen.
💡 Wichtig: Je stärker die intermolekularen Kräfte, desto höher ist der Schmelz- und Siedepunkt eines Stoffes!
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Dipol-Dipol-Kräfte sind stärkere elektrostatische Anziehungskräfte zwischen polaren Molekülen. Sie entstehen, wenn in einem Molekül Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität (mindestens 0,5 Unterschied) verbunden sind und die Schwerpunkte der entstehenden Teilladungen nicht zusammenfallen.
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Beispiele für polare Moleküle (Dipole) sind Wasser (H₂O) mit einem ΔEN von 1,4 und Wasserstoffchlorid (HCl) mit einem ΔEN von 0,9. Bei Wasser hat Sauerstoff die höhere Elektronegativität, daher trägt er eine negative Teilladung, während die Wasserstoffatome positiv polarisiert sind. Symmetrische Moleküle wie Kohlenstoffdioxid oder Stickstoff (N≡N) bilden keine Dipole, obwohl teilweise unterschiedliche Elektronegativitäten vorliegen können.
💡 Aha-Moment: Die Dipol-Dipol-Kräfte im Wasser sind so stark, dass sein Siedepunkt ungewöhnlich hoch ist – ohne diese Kräfte wäre Wasser bei Raumtemperatur gasförmig!
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Ionenkräfte sind die mit Abstand stärksten zwischenmolekularen Anziehungskräfte. Sie entstehen zwischen geladenen Teilchen wie beispielsweise Na⁺ und Cl⁻ im Kochsalz. Typischerweise treten sie bei Verbindungen zwischen Metallen und Nichtmetallen auf.
Bei Stoffen wie Methanol (CH₄O), Ammoniak (NH₃), Lithiumbromid (LiBr) und Sauerstoff (O₂) finden wir unterschiedliche Kombinationen von intermolekularen Kräften. Alle vier besitzen London-Kräfte, aber nur Methanol, Ammoniak und Lithiumbromid weisen Dipol-Dipol-Kräfte auf. Wasserstoffbrücken kommen nur bei Methanol vor, während Ionenkräfte ausschließlich bei Lithiumbromid zu finden sind.
Die Siedepunkte dieser Stoffe steigen in folgender Reihenfolge: Sauerstoff < Ammoniak < Methanol < Lithiumbromid (Ionenkräfte).
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Wasserstoffbrücken sind besonders starke zwischenmolekulare Kräfte, die zusätzlich zu Dipol-Dipol-Kräften auftreten können. Sie entstehen, wenn ein Wasserstoffatom mit einem stark elektronegativen Element (F, O, N oder Cl) verbunden ist.
Damit Wasserstoffbrückenbindungen entstehen können, muss ein deutlicher Elektronegativitätsunterschied vorhanden sein (ca. 1). Die Elektronegativität des beteiligten Atoms muss ungefähr 3,1 oder höher sein, wenn das H-Atom einen Wert von 2,1 hat.
Ein typisches Beispiel ist Wasserstofffluorid, wo die H-Atome mit den elektronegativen F-Atomen benachbarter Moleküle Brücken bilden. Diese Anordnung erhöht die Anziehungskraft zwischen den Molekülen erheblich.
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London-Kräfte (auch Van-der-Waals-Kräfte genannt) sind sehr schwache elektrostatische Anziehungskräfte, die zwischen allen Teilchen wirken. Je größer das Teilchen ist, desto stärker sind diese Kräfte.
Ein gutes Beispiel für den Einfluss von London-Kräften zeigen die Halogene: Chlor (Cl₂), Brom (Br₂) und Iod (I₂). Chlor mit wenigen Elektronen hat schwache London-Kräfte und ist gasförmig. Brom mit mehr Elektronen hat stärkere London-Kräfte und ist flüssig. Iod mit vielen Elektronen hat starke London-Kräfte und ist fest.
London-Kräfte entstehen durch kurzzeitige Verschiebung der Elektronenwolken. Wenn zwei Atome nahe beieinander sind, können sich ihre Elektronenwolken so beeinflussen, dass vorübergehend kleine Teilladungen entstehen. Diese ziehen sich dann gegenseitig an.
Wasserstoff (H₂) mit nur zwei Elektronen hat sehr geringe London-Kräfte und ist daher gasförmig. Schwefel (S₈) hingegen mit vielen Elektronen hat starke London-Kräfte und liegt bei Raumtemperatur als Feststoff vor.
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Stefan S
iOS-Nutzer
Diese App ist wirklich super. Es gibt so viele Lernzettel und Hilfen [...]. Mein Problemfach ist zum Beispiel Französisch und die App hat so viele Möglichkeiten zur Hilfe. Dank dieser App habe ich mich in Französisch verbessert. Ich würde sie jedem empfehlen.
Samantha Klich
Android-Nutzerin
Wow, ich bin wirklich begeistert. Ich habe die App einfach mal ausprobiert, weil ich sie schon oft beworben gesehen habe und war absolut beeindruckt. Diese App ist DIE HILFE, die man für die Schule braucht und vor allem bietet sie so viele Dinge wie Übungen und Lernzettel, die mir persönlich SEHR geholfen haben.
Anna
iOS-Nutzerin
Beste App der Welt! Keine Worte, weil sie einfach zu gut ist
Thomas R
iOS-Nutzer
Einfach genial. Lässt mich 10x besser lernen, diese App ist eine glatte 10/10. Ich empfehle sie jedem. Ich kann Lernzettel anschauen und suchen. Ich kann sie im Fachordner speichern. Ich kann sie jederzeit wiederholen, wenn ich zurückkomme. Wenn du diese App noch nicht ausprobiert hast, verpasst du wirklich was.
Basil
Android-Nutzer
Diese App hat mich so viel selbstbewusster in meiner Klausurvorbereitung gemacht, nicht nur durch die Stärkung meines Selbstvertrauens durch die Features, die es dir ermöglichen, dich mit anderen zu vernetzen und dich weniger allein zu fühlen, sondern auch durch die Art, wie die App selbst darauf ausgerichtet ist, dass du dich besser fühlst. Sie ist einfach zu bedienen, macht Spaß und hilft jedem, der in irgendeiner Weise Schwierigkeiten hat.
David K
iOS-Nutzer
Die App ist einfach super! Ich muss nur das Thema in die Suche eingeben und bekomme sofort eine Antwort. Ich muss nicht mehr 10 YouTube-Videos schauen, um etwas zu verstehen, und spare dadurch richtig viel Zeit. Sehr empfehlenswert!
Sudenaz Ocak
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In der Schule war ich echt schlecht in Mathe, aber dank der App bin ich jetzt besser geworden. Ich bin so dankbar, dass ihr die App gemacht habt.
Greenlight Bonnie
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sehr zuverlässige App, um deine Ideen in Mathe, Englisch und anderen verwandten Themen zu verbessern. bitte nutze diese App, wenn du in bestimmten Bereichen Schwierigkeiten hast, diese App ist dafür der Schlüssel. wünschte, ich hätte früher eine Bewertung geschrieben. und sie ist auch kostenlos, also mach dir darüber keine Sorgen.
Rohan U
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Ich weiß, dass viele Apps gefälschte Accounts nutzen, um ihre Bewertungen zu pushen, aber diese App verdient das alles. Ursprünglich hatte ich eine 4 in meinen Englisch-Klausuren und dieses Mal habe ich eine 2 bekommen. Ich wusste erst drei Tage vor der Klausur von dieser App und sie hat mir SEHR geholfen. Bitte vertrau mir wirklich und nutze sie, denn ich bin sicher, dass auch du Fortschritte sehen wirst.
Xander S
iOS-Nutzer
DIE QUIZZE UND KARTEIKARTEN SIND SO NÜTZLICH UND ICH LIEBE Knowunity KI. ES IST AUCH BUCHSTÄBLICH WIE CHATGPT ABER SCHLAUER!! HAT MIR AUCH BEI MEINEN MASCARA-PROBLEMEN GEHOLFEN!! SOWIE BEI MEINEN ECHTEN FÄCHERN! NATÜRLICH 😍😁😲🤑💗✨🎀😮
Elisha
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Paul T
iOS-Nutzer
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Anna
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Thomas R
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Basil
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Sudenaz Ocak
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Greenlight Bonnie
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Rohan U
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Elisha
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