Chemie-Arbeitsblatt _ _ Klasse _ _ _ Name __________________________________________________________________Datum _ _ ._ _._ _

 

Übungsaufgaben zum Thema „Molekülbindung" und Elektronegativität"

 
1.1. Formuliere die Strukturformeln folgender Verbindungen:
a) H2Se b) CF4 c) NH3 d) CHCl3 e) C2H6   f) C2H4
g) C2H2 h) SiCl4 i) PCl3 j) CO2 k) H2CO   l) PH3
 
1.2.Trage in die Strukturformeln die Teilladungen der Atome ein, die sich aus ihrer Elektronegativität ergeben. Welche Moleküle sind dann Dipole? Ordne diese nach der Stärke ihrer Dipole!
2. Ordne folgende Atome nach ihrer Elektronegativität:
a) O, F, H, Na, S, Al b) Br, C, O, H, Cl, Mg
3. Ordne folgende Bindungen nach ihrer Polarität:
a) Cl-H b) O-H c) C-H d) F-H e) Br-H f) N-H g) S-H
 
4. Der Abstand der Kerne zweier Atome, die durch eine Atombindung verbunden sind, wird als Bindungslänge bezeichnet. Ihre Einheit ist pm = picometer = 10-12 m.
1. Vergleiche die in der Tabelle angegebenen Bindungsenergien und Bindungslängen der Halogene mit Wasserstoff. Welche Zusammenhänge lassen sich formulieren? Begründe deine Hypothesen!

Moleküle

Bindungslänge [pm]

Bindungsenergie [kJ/mol]

H2

74

436

N2

110

945

O2

121

498

F2

142

159

Cl2

199

242

Br2

228

193

I2

267

151

HF

92

567

HCl

128

431

HBr

141

366

HI

160

298

2. Vergleiche die Bindungsenergien für das Stickstoffmolekül mit der Bindungsenergie für die übrigen unpolaren Moleküle. Erkläre den Unterschied!
3. Das Fluorwasserstoffmolekül hat eine größere Bindungsenergie als das H2-Molekül, obwohl die HF-Bindung länger ist als die H-H-Bindung. Formuliere eine Begründung!
4. Hinweis: Zur Erleichterung kannst du die Daten auch graphisch darstellen. Welcher Gedanke liegt dieser Methode zugrunde!
 
5. Ordne die Siedetemperaturen [in °C] den folgenden Stoffen zu:
Siedetemperatur: -269, -196, -183, -85, -67, +19;
Stoffe: Sauerstoff, Chlorwasserstoffgas, Fluorwasserstoffgas, Helium, Stickstoff, Bromwasserstoffgas

Hinweis: Wenn es dir eine Hilfe ist, dann rechne die Werte in Kelvin [K] um. Dabei gilt: -273,15 °C = 0 K, 0 °C = 273,15 K, 100 °C = 373,15 K

Überlege dabei: Die Höhe des Siedepunktes richtet sich nach der molekularen Masse der Stoffe und der Stärke ihrer zwischenmolekularen Anziehungskräfte. Der Siedepunkt ist der molaren Masse und der Stärke der zwischenmolekularen Anziehungkräfte proportional!


update: 30.01.14                                                                                                                                                                                     zurück        zur Hauptseite

Lösungen:
 

1. Strukturformeln: die nichtbindenden-freien Elektronenpaare sind rot gekennzeichnet!

a) b)  c) d) e) f)
g) h) i) j) k) l)

1.2. Teilladungen aus der Elektronegativität
 
a) b) c) d) e) f)
g) h) i) j) k) l)

Dipole sind: a) Selenwasserstoff    c) Ammoniak    d) Trichlormethan   i) Phosphortrichlorid    k) Methanal;

keine Dipole sind: Tetrafluormethan: zwar ist jede einzelne C-F-Bindung dipolar, aber die Symmetrie (Tetraeder) verhindert, dass das Molekül dipolar ist. Dasselbe gilt für e) Ethan, f) Ethen und g) Ethin. h) Siliciumtetrachlorid ist wie Tetrafluormethan gebaut, also auch kein Dipol, obwohl die einzelne Si-Cl-Bindung polar ist. j) Kohlenstoffdoxid ist wie Tetrafluormethan aus Symmetriegründen kein Dipol, obwohl...; ebenso l) Phosphin: Die EN-Differenzen sind Null!

Stärke der Dipole:
Vergleicht man die drei Gase Ammoniak, Methanal und Selenwasserstoff, so hat Selenwasserstoff trotz der größten Masse den niedrigsten Siedepunkt von -41,5 °C. Das korreliert mit der geringen EN-Differenz von 0,3, die man allerdings vektoriell berechnen müsste. Mit vom Ammoniak zum Methanal zunehmender Masse hat man auch einen zunehmenden Siedepunkt, was mit der Zunahme der EN-Differenz einhergeht: 0,9 bei Ammoniak und 1,4 bei Methanal (wieder mit der Einschränkung, dass eigentlich vektorielles Rechnen notwendig wäre). Chloroform und Phosphortrichlorid besitzen beide annähernd eine EN-Differenz von 0,9, letzterer aber die größere Molare Masse, deswegen den höheren Siedepunkt.

Reihenfolge (vereinfacht): a) Selenwasserstoff < c) Ammoniak < k) Methanal < d) Chloroform < i) Phosphortrichlorid

Kommentar: Die Aufgabe ist ziemlich komplex, an ihr kann - wenn nicht schon geschehen - der Zusammenhang zwischen Siedepunkt und intermolekularen Anziehungskräften verdeutlicht werden, wobei die Molare Masse als weiterer Faktor ins Spiel kommt. Vereinfacht kann man sich auch mit der Darstellung der EN-Differenzen zufrieden geben.
 

2. Ordnung der Elemente nach der EN:

a) F > O > S > H > Al > Na            b) O > Cl > Br  > C > H > Mg

3. Ordnung der Bindungen nach der Polarität: d) > b) > a) = f) > e) > c) = g)

4.1. Den Halogenen und Wasserstoff gemeinsam ist, dass sie jeweils als Moleküle nur über Einfachbindungen verfügen. Während bei den Halogenen die Bindungslänge steigt, nimmt die Bindungsenergie vom Fluor zum Chlor erst mal zu, und dann ab dem Chlor ab. Betrachtet man die "logische" antiproportionale Beziehung zwischen Bindungslänge und Bindungsenergie ("je größer die Bindungslänge, desto geringer die Bindungsenergie"), so wird die Beziehung von Chlor nach Iod bestätigt. Zwischen Fluor und Chlor muss es also einen anderen Grund geben, dass mit zunehmender Bindungslänge auch die Bindungsenergie steigt. Der Vergleich mit Wasserstoff zeigt vor allem die geringe Bindungslänge und die sehr große Bindungsenergie, vergleichsweise größer als bei den Halogenen.

4.2. Der Vergleich ist einer zwischen Einfach-, Doppel- und Dreifachbindung: Die Dreifachbindung ist die kürzeste, hat entsprechend die höchste Bindungsenergie, aber v.a. wegen der Dreifachbindung, also der Bindung zweier Kerne durch 6 Elektronen. Sauerstoff hat eine Doppelbindung und eine gering größere Bindungslänge, wegen der Doppelbindung aber eine eben nur geringere Bindungsenergie und Wasserstoff mit der Einfachbindung die geringste Bindungsenergie. Die Zahlen verdeutlichen, dass es bei unterschiedlichen Bindungsarten nicht so sehr auf die Bindungslänge ankommt.

4.3. Die größere Bindungsenergie trotz größere Bindungslänge liegt in dem zusätzlichen Bindungsanteil begründet, der durch die beiden Pole der dipolaren Bindung entsteht: die polare Molekülbindung besteht ja aus der Elektronenpaarbindung und der gegenseitigen Anziehung durch die beiden Pole.

4.4.  Mit steigender Bindungslänge nimmt die Bindungsenergie ab

4.5. Die graphische Darstellung und Visualisierung macht deutlich, ob Beziehungen linear oder exponentiell verlaufen und ob es Sprünge in der quantitativen Beziehung gibt. Mit Zahlen alleine sind solche Entwicklungen nicht oder nur schwer vorstellbar.

5. Reihenfolge der SdP: He < N< O2 < HCl < HBr > HF             He hat einen tieferen Siedepunkt als Stickstoff, Stickstoff als Sauerstoff...


update: 30.01.14                                                                                                                                                                                     zurück        zur Hauptseite