2.1 Wie heißen die drei Arten der chemischen Bindung und wie die drei Arten der zwischen molekularen Wechselwirkungen?
chemische Bindungen:
kovalente Bindung (Atombindung)
Ionenbindung
metallische Bindung
molekulare Wechselwirkung:
Dipol-Wechselwirkung
Van-der-Waals-Wechselwirkung
Wasserstoffbrücken
2.2 Was versteht man unter einem Molekül?
Moleküle sind die kleinsten, durch kovalente Bindungen zusammengeschlossenen Einheiten aus mehreren Atomen.
2.3 Was bedeutet in der Elektronenformel ein Punkt bzw. ein Strich am Elementsymbol?
Ein Punkt bedeutet ein ungepaartes Elektron; ein Strich steht für ein Elektronenpaar.
2.4 Was bedeutet die in einer chemischen Gleichung vor einer chemischen Formel stehende Zahl, was die schräg unten rechts am Elementsymbol geschriebene Zahl?
Die Zahl vor einer chemischen Formel gibt die Anzahl gleichartiger Reaktionspartner an; die Zahl unten rechts am Elementsymbol steht für die Anzahl der in einem Molekül vorhandenen gleichartigen Atome.
2.7 Was ist eine chemische Verbindung?
ChemischeVerbindungen sind homogene, reine Stoffe, in denen zwei oder mehrere chemische Elementemiteinander in einer chemischen Bindung verknüpft sind
2.9 Wie entsteht eine Ionenbindung?
Sie entsteht durch Elektronenübergänge zwischen den Atomen
zweier chemischer Elemente.
Die Elektronen abgebenden Atome werden zu Kationen (positiv geladen), die Atome des anderen chemischen Elements (mit größerer Elektronegativität) durch Elektronenaufnahme zu negativ geladenen Anionen. Kationen und Anionen werden in Kristallgittern aneinander gebunden (z. B. Salze).
2.10 Was sind Salze?
Salze sind Ionenverbindungen, die in Kristallgittern positiv geladene Kationen und negativ geladene Anionen enthalten; dabei muss mindestens eine von H+-Ionen verschiedene Kationenart und eine von OH−- oderO2−-Ionen verschiedene Anionenart vorhanden sein.
2.12 Welches Vorzeichen und welche Ladungszahl haben Alkalimetallionen, Erdalkalimetallionen und Halogenionen in Ionenverbindungen?
Alkalimetallionen = +1; Erdalkalimetallionen = +2; Halogenidionen
= −1.
2.13 Wie erklärt das Elektronengasmodell diemetallische Bindung und die elektrische Leitfähigkeit der Metalle?
Bei der Metallbindung hält das „Elektronengas“ die positiv geladenen Metallionen im Metallgitter zusammen und ist über das Metallgitter leicht verschiebbar (elektrische Leitfähigkeit).
2.14 Wann besteht eine unpolare/polare Atombindung, Ionenbindung, Metallbindung
ΔEN ≥ 2,0 => Ionenbindung.
ΔEN < 2,0 => polare Atombindung
ΔEN = 0 => unpolare Atombindung,
wenn nur Metalle dann = Metallbindung
2.15 Wie entsteht ein Dipolmolekül? Geben Sie jeweils Beispiele für ein zwei und drei atomigesMolekül an!
Wie kann man den Dipolcharakter eines Moleküls in einer chemischen Formel ausdrücken?
Bei zweiatomigen Molekülen entsteht ein Dipolmolekül, wenn zwei Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität kovalent miteinander verbunden sind.
Beispiel und Kennzeichnung des Dipolcharakters:
Bei mehratomigen Molekülen entsteht ein Dipolmolekül, wenn Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität miteinander verbunden sind und wenn die Ladungsverschiebung aufgrund des Elektronegativitätsunterschieds nicht durch die
Molekülsymmetrie aufgehoben wird. Beispiele:
2.16 Was versteht man unter
a) Ion-Dipol-Wechselwirkung
b) Dipol-Dipol-Wechselwirkung
c) Van-der-Waals-Kräften
d) Wasserstoffbrücken?
Nennen Sie jeweils ein Beispiel für Moleküle, bei denen die Wechselwirkung auftritt!
Wechselwirkung zwischen Ion und Dipolmolekül, Na+ und H2O;
Wechselwirkung zwischen Dipolmolekülen, HCl-Moleküle;
Wechselwirkung zwischen unpolaren Molekülen, Cl2-Moleküle;
Wechselwirkung zwischen einem stark positiv polarisierten H und einem stark elektronegativen Atom eines benachbarten Moleküls (O, N, oder F), H2O-Moleküle.
2.18 Von welchem Kriterium ist die Polarität von Bindungen abhängig
Welches Atom ist jeweils positiv geladen und welches negativ?
Von den Elektronegativitäts unterschieden,
je grösser desto grösser ist die Polarität der Bindung
Das Atom mit der kleineren EN ist postiv geladen
2.19 Wann ist eine Bindung stärker polar als eine andere Bindung?
Wenn die Elektronegativitäts unterschiede grösser sind => stärkere polarladung
2.20 Wann besteht eine polare Atombindung, durch was können diese aufgehoben werden, Beispiel?
Ein Atombindung ist polar wenn die Elektronegativitätsunterschiede grösser als 0 und kleiner als 2 sind.
Eine polare Atombindung kann jedoch durch ihre Struktur aufgehoben werden z.B tetraedich CF4
2.21 Was sind die Bedingungen für die jeweilige intermolekularen Wechselwirkungen?
Ion-Dipol-Wechselwirkung
Dipol-Dipol-Wechselwirkung
zwei polare Moleküle, z.B. HCl
zwei unpolare Moleküle, z.B. Cl2
Verbindung zwischen einem H und einem stark Elektronegativen Molekül (O,N,F), z.B. H20
Warum sit die Verdampfungswärme von Neon ist niedriger als die von Xenon,
Bei beiden Edelgasatomen liegen nur Van-der-Waals-Wechselwirkungen vor;
diese sind bei Xenon stärker (mehr polarisierbare Elektronen)
Warum ist CH4 ist bei Raumtemperatur und 1 bar gasförmig, CCl4 ist eine Flüssigkeit,
während CBr4 ein Feststoff ist.
alle drei Stoffe sind aufgrund der Tetraedersymmetrie unpolar; die Anzahl der
polarisierbaren Elektronen nimmt in der Reihenfolge CH4 < CCl4 < CBr4 zu,
wodurch die Stärke der Van-der-Waals-Wechselwirkungen zunimmt und daher
auch die Schmelz- und Siedepunkte.
2.23 Bei welchen Molekülen treten Wasserstoffbrücken-Wechselwirkungen auf
und warum?
H2O , CH4, CO2
, HF, HCl.
Wasserstoffbrücken treten bei H2O und HF auf, da nur hier stark
positiv polarisierte Wasserstoffatome und stark negativ polarisierte Atome (O
bzw. F) vorliegen.
Warum ist der Siedepunkt von HF liegt viel höher als der von HCl und HBr,
bei HF treten Wasserstoffbrücken auf, HCl und HBr besitzen nur „normale“
Dipol-Dipol-Wechselwirkungen;
Warum ist der Schmelzpunkt von Cl2 ist niedriger als der von I2,
bei beiden unpolaren Molekülen sind nur Van-der-Waals-Wechselwirkungen
vorhanden; bei I2 besitzt mehr polarisierbare Elektronen;
2.24 Von was ist der Siedepunkt abhängig?
je stärker die intemolekularen Wechselwirkungen sind desto höher ist der Siedepunkt
2.25 Erklären Sie anhand der zwischenmolekularen Wechselwirkungen, warum
die Siedepunkte der Halogenwasserstoffe in der Reihenfolge HCl, HBr, HI ansteigen,
obwohl die Unterschiede in der Elektronegativität zwischen H und den Halogenen
in dieser Reihenfolge geringer werden!
Aufgrund der stark zunehmenden Anzahl der polarisierbaren Elektronen
werden die Van-der-Waals-Wechselwirkungen deutlich stärker und dominieren
die intermolekularenWechselwirkungen imVergleich zu denDipol-Dipol-
Wechselwirkungen.
2.26 Warum hat Ethanol C2H5OH eine niedrigere Viskosität als Ethylenglykol
C2H4(OH)2?
Ethylenglykol besitzt zwei OH-Gruppen, während Ethanol nur eine
OH-Gruppe hat. Es können sich daher zwei Wasserstoffbrücken ausbilden. Dadurch
werden insgesamt die intermolekularen Wechselwirkungen von Ethylenglykol
deutlich stärker und damit die Viskosität erhöht.
2.27 Welche der folgenden Substanzen hat jeweils die höhere Siedetemperatur?
Begründen Sie Ihre Antwort!
a) H2S oderH2O
b) KCl oder CH3Cl
c) C2H5OH oder CH3OCH3
d) CH4 oder C4H10
a) H2O hat die höhere Siedetemperatur, da eine starke Wasserstoffbrücken-
Wechselwirkung auftritt. H2S ist nur schwach polar (schwache Dipol-Dipol-
Wechselwirkungen, ΔEN = 0,4 und Van-der-Waals-Wechselwirkungen).
b) KCl hat die höhere Siedetemperatur, da hier Ionenverbindungen auftreten
(ΔEN = 2,2). CH3Cl ist ein schwach polares Molekül (ΔEN(C−Cl) = 0,5) und
die intermolekularen Wechselwirkungen werden durch die Van-der-Waals-
Kräfte dominiert.
c) C2H5OH hat die höhere Siedetemperatur, da sich Wasserstoffbrücken zwischen
den OH-Gruppen ausbilden können; bei CH3OCH3 können sich keine
Wasserstoffbrücken ausbilden.
d) Beides sind Kohlenwasserstoffe, bei denen nur Van-der-Waals-Wechselwirkungen
auftreten. C4H10 hat den höheren Siedepunkt, da aufgrund der größeren
Zahl polarisierbarer Elektronen die Van-der-Waals-Kräfte größer sind.
2.28 Erklären Sie die folgenden Eigenschaften mithilfe der jeweils auftretenden
zwischenmolekularenWechselwirkungen. Bei 20 °C und 1 bar Druck gilt folgendes:
∙ KCl ist ein Feststoff,
∙ PCl3 ist eine Flüssigkeit,
∙ Cl2 liegt gasförmig vor.
Bei KCl ist die Differenz der Elektronegativitäten > 2, deshalb liegt
eine Ionenverbindung mit sehr hohem Schmelz- und Siedepunkt vor.
Bei PCl3 ist die Differenz der Elektronegativitäten < 1 und es hat eine pyramidale
Molekülstruktur. Es treten deshalb schwacheDipol-Dipol-Wechselwirkung sowie
relativ starke Van-der-Waals-Wechselwirkung auf (aufgrund er großen Zahl polarisierbarer
Elektronen).
Bei Cl2 treten nur Van-der-Waals-Wechselwirkungen auf, welche schwächer als
bei PCl3 sind (weniger polarisierbare Elektronen).
2.29 Erläutern und begründen Sie die folgenden Stoffeigenschaften:
a) Der Siedepunkt von NH3 beträgt –33 °C, während der von NF3 bei –129 °C
liegt (jeweils bei 1 bar).
b) Der Dampfdruck von Methanol (CH3OH) ist größer als der vonWasser.
c) Es tritt folgende Reihenfolge der Schmelzpunkte auf: I2 > IBr > ICl.
d) Der Siedepunkt von SO2 beträgt bei 1 bar –10 °Cund SO2 wird imelektrischen
Feld abgelenkt. Die Sublimationstemperatur von CO2 bei 1 bar beträgt –79 °C
und es wird nicht im elektrischen Feld abgelenkt.
a) Beide Moleküle haben eine pyramidale Struktur und sind aufgrund der Unterschiede
in der Elektronegativität der jeweiligen Atome polar. Bei NH3 tritt
jedochWasserstoffbrücken-Wechselwirkung auf, welche als besonders starke
Dipol-Dipol-Wechselwirkung betrachtet werden kann.
b) Am Wassermolekül (H2O) können sich zwei Wasserstoffbrücken bilden (jeweils
ampolarenH-Atom); beiMethanolCH3OHkann sich an derOH-Gruppe
nur eineWasserstoffbrücke bilden. Bei der CH3-Gruppe treten nur schwache
Van-der-Waals-Wechselwirkungen auf.
c) Bei allen Molekülen liegen Van-der-Waals-Wechselwirkungen vor. Die Zahl
der polarisierbaren Elektronen nimmt in folgender Reihenfolge zu: I2 > IBr >
ICl. Bei IBr und ICl treten zusätzlich noch schwache Dipol-Dipol-Wechselwirkungen
auf.
d) BeideMoleküle haben aufgrund des Unterschieds in den Elektronegativitäten
polare Bindungen (ΔEN(S−O) = 1,0, ΔEN(C−O) = 1,0). SO2 ist imGegensatz
zu CO2 ein gewinkeltes Molekül und besitzt damit ein Dipolmoment. Dies
erklärt den höheren Siedepunkt und die Ablenkung im elektrischen Feld.
2.30 Ordnen Sie die Siedepunkte (bei 1 bar) –48; –42; 97; 118; 290 °C den
folgenden Stoffen 1-Propanol C3H7OH, Propan C3H8, Propantriol (Glycerin)
C3H5(OH)3, Propen C3H6, 1-Butanol C4H9OH zu und begründen Sie Ihre Entscheidung.
Bei Propen und Propan treten nur schwacheVan-der-Waals-Wechselwirkungen
auf; Propen hat den niedrigeren Siedepunkt, da weniger polarisierbare
Elektronen vorhanden sind. Bei 1-Propanol und 1-Butanol wirken neben
den Van-der-Waals-Wechselwirkungen auch Wasserstoffbrücken-Wechselwirkungen
über die OH-Gruppen; 1-Butanol hat aufgrund der größeren Anzahl polarisierbarer Elektronen stärkere Van-der-Waals-Wechselwirkungen. Propantriol
besitzt drei OH-Gruppen, welche Wasserstoffbrücken-Wechselwirkungen
ausbilden können. Deshalb ist die Reihenfolge der Siedepunkte:
Propen C3H6 (−48 °C), Propan C3H8 (−42 °C), 1-Propanol C3H7OH (97 °C), Butanol
C4H9OH (118 °C), Propantriol C3H5(OH)3 (290 °C).
2.31 Warum besitzt H2O einen höheren Schmelzpunkt (0 °C) als HF (–83 °C),
obwohl die HF-Bindung stärker polar als die H–O-Bindung ist (ΔEN = 1,9 im
Vergleich zu ΔEN = 1,4)?
Beim H2O können an den polarenH-Atomen jeweils zwei H-Brücken
auftreten, während beimHF nur ein polaresH-Atom vorhanden ist, welches
Wasserstoffbrücken ausbilden kann (siehe auch Aufgabe 2.29b). Durch die stärkeren
zwischenmolekularen Kräfte ist der Schmelzpunkt beim H2O höher.
2.32 Was besagen dieGesetze von den konstanten undmultiplen Proportionen?
Das Gesetz der konstanten Proportionen besagt: Chemische Elemente
verbinden sich immer in bestimmten, konstanten, genau definierten Gewichtsverhältnissen
zu einer chemischen Verbindung.
Das Gesetz der multiplen Proportionen besagt: Bilden chemische Elemente mehrere
verschiedenartige Verbindungen, so verhalten sich die Massen eines chemischen
Elements, die sich mit einer gegebenen Masse des anderen Elements verbinden,
zueinander im Verhältnis einfacher Zahlen.
2.33 Was versteht man unter der relativen Atommasse, was unter der relativen
Molekülmasse?
Beides sind dimensionslose Maßzahlen und beziehen sich auf 1/12
des Nuklids C 12. Dabei gibt die relative Atommasse an, wievielmal schwerer
durchschnittlich (im natürlichen Isotopenverhältnis) ein Atom des betreffenden
Elements ist, und die relativeMolekülmasse wievielmal schwerer dasMolekül eines
chemischen Stoffes ist (es entspricht der Summe der relativen Atommassen
in einem Molekül).
2.34 Warum kommt es bei den Zahlenwerten der relativen Atommassen von
vielen Elementen zu erheblichen Abweichungen von den ganzzahligenWerten?
Dies beruht auf zwei Effekten:
1. Diemeisten Elemente bestehen aus Isotopengemischenmit unterschiedlichen
Massenzahlen;
2. dem Einfluss des Massendefektes gemäß der Einstein’schen Beziehung E =
mc2 (Abschn. 2.6.2).
2.35 Was ist ein Mol?
Ein Mol ist diejenige Stoffmenge in Gramm, die durch die relative
Atommasse, relative Molekülmasse oder relative Formelmasse angegeben ist.
2.36 Wie berechnet sich die dimolare Atommasse
Aus der summe der relativen Atommassen
2.37 Welche Größenordnung hat die Avogadro-Konstante?
6,02214086 × 1023 mol-1
2.38 Wie viele Atome sind in einemWürfel aus Kupfer (Dichte: d = 8,92 g∕cm3)
mit der Kantenlänge 1 cm enthalten?
Die Zahl der Atome berechnet sich nach der Formel z = (m∕M)NA.
EinWürfel mit 1 cm Kantenlänge besitzt eine Masse von m = 8,92 g. Die molare
Masse von Kupfer beträgt 63,5 g/mol. Damit berechnet sich die Zahl der Atome:
z = (8,92∕63,5)6 ⋅ 1023 = 8,43 ⋅ 1022.
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