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Kapitel 2: Molekulare Stoffe 1) Die - mySchool

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Kapitel 2: 11TG EPF
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Kapitel 2: Molekulare Stoffe
1) Die Elektronenpaarbindung
1.1. Grenzen der Ionenbindung
Wie kann Brom in der Verbindung Br2 einen Oktettzustand erreichen?
Etwa durch einen Elektronenaustausch?
Oder durch Zusammenlegen von Elektronen?
1.2. Definition
Durch Teilen gemeinsamer Elektronenpaare gelingt es Nichtmetallen einen
Oktettzustand zu erreichen. Binden sich Nichtmetalle untereinander, so kommt es
zur Bildung von MOLEKÜLEN. Diese Art Bindung wird Elektronenpaarbindung oder
Atombindung genannt.
Die Zusammensetzung eines Moleküls wird durch die Summenformel beschrieben.
Im Gegensatz zu den Ionenverbindungen setzen sich Moleküle nicht zu einem
Verband zusammen.
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1.3. Beispiele
a) Chlormolekül:
b) Sauerstoffmolekül
c) Wassermolekül
d) Stickstoffmolekül
⇒ siehe Buch 8 S.138-139
1.4. Aufgaben
Stelle die Lewis-Formeln für folgende Verbindungen auf:
a) Phosphin (PH3) ; b) Kohlenstoffdioxid ; c) Formaldehyd (CH2O) ; d) Methan
(CH4) ; e) Iodwasserstoff (HI) ; f) Kohlensäure (H2CO3)
⇒ siehe Buch 8 A1 und A3 S.142
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2) Die Räumliche Struktur der Moleküle: das EPA-Modell
Die einzelnen Elektronenpaare (bindende und nichtbindende) stossen sich aufgrund
ihrer negativen Ladungsdichte ab. Die Elektronenpaare ordnen sich im Raum so an,
dass sich zwischen ihnen ein möglichst grosser Abstand bildet. Man kann sich
bindende und nichtbindende Elektronenpaare auch als Elektronenwolken (Raum, in
welchem sich ein Elektronenpaar befindet) betrachten.
Mit Hilfe des Elektronenpaarabstossungsmodell (EPA-Modell) kann man leicht die
räumliche Struktur der Moleküle vorhersagen.
Regeln zur Anwendung des EPA-Modells
• Lewisdarstellung des Moleküls aufstellen
• Zentrales Atom bestimmen
• Anzahl aller Elektronenwolken um das zentrale Atom bestimmen (die 2 respektive
3 Elektronenpaare einer Doppel- respektive Dreifachbindung werden als eine
einzelne Elektronenwolke betrachtet)
⇒ siehe Buch 9 S.60-61 und Tabelle im Anhang
⇒ siehe Buch 9 A1, A2 und A4 S.60 sowie A6-A8 S.61
Kapitel 2: 11TG EPF 2010/11
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3) Polare und unpolare Elektronenpaarbindungen
3.1. Die Elektronegativität
Jede Atomart kann Bindungselektronen (bindende Elektronenpaare) unterschiedlich
fest anziehen. Diese Eigenschaft wird Elektronegativität (EN) genannt. Die
Elektronegativität weist keine Einheit auf
Linus Pauling bestimmte die Elektronegativität der einzelnen Atomarten. Hier die
wichtigsten:
Atomart
Fluor
Sauerstoff
Chlor
Stickstoff
Brom
Iod
Kohlenstoff
Schwefel
Phosphor
Wasserstoff
Elektronegativität
4
3,5
3
3
2,8
2,5
2,5
2,5
2,1
2,1
Die Metalle weisen in der Regel eine Elektronegativität um 1 auf.
⇒ siehe Buch 9 S.63 und B6 S.63
Die bindenden Elektronenpaare sind in Molekülen also nicht gleichmässig zwischen
den Bindungspartnern aufgeteilt (es sei denn, zwei gleiche Atome teilen sich ein
Elektronenpaar, wie in Cl2 oder O2). Bilden zwei unterschiedliche Atome ein
bindendes Elektronenpaar aus, so ist dieses in Richtung Atom, welches die grösste
Elektronegativität aufweist verschoben: das stärker elektronegative Atom wirkt wie
ein „Elektronenstaubsauger“:
⇒ siehe Buch 9 S.62
Beispiele:
Kapitel 2: 11TG EPF 2010/11
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Vorsicht: Teilladungen entsprechen nicht den Ladungen von Ionen: Ionen bilden sich
durch vollständige Aufnahme/Abgabe eines oder mehrer Elektronen. In Molekülen
gehört das bindende Elektronenpaar beiden Bindungspartnern, nur befindet sich
dieses Elektronenpaar im Mittel näher am Bindungspartner mit der grösseren EN.
3.2. Űbergang Ionenbindung-Elektronenpaarbindung
Zwischen Natrium und Chlor könnte man sich auch eine Elektronenpaarbindung
vorstellen:
Der Unterschied der EN (ΔEN) ist jedoch so gross, dass das gebildete
Elektronenpaar vollständig in Richtung Chlor verschoben wird:
Anders ausgedrückt: Natrium gibt sein Valenzelektron an Chlor ab.
Wann spricht man von einer Ionenbindung, und wann von einer polarisierten
Elektronenpaarbindung?
Kapitel 2: 11TG EPF 2010/11
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Mit grösser werdender ΔEN sinkt der Elektronenpaarbindungscharakter und steigt
der Ionenbindungscharakter. Man legt als Grenzwert ΔEN=1,9 fest:
Beispiele:
⇒ siehe Buch 9 S.63 B5
3.3. Aufgaben
1) ⇒ siehe Buch 9 S.63 A2
2) Bestimme die auftretenden Teilladungen in folgenden Molekülen:
a) Schwefelwasserstoff
d) Tetrachlorkohlenstoff
;
b)
Chlorwasserstoff;
c)
Phosphin
(PH3)
;
Magnesiumoxid
;
3) Handelt es sich um Ionenverbindungen oder um molekulare Stoffe?
a)
Natriumiodid
;
b)
Schwefelwasserstoff
d) Tetrafluorkohlenstoff ; e) Stickstoff ; f) Methan
;
c)
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4) Zwischenmolekulare Kräfte
Die meisten molekularen Stoffe sind unter normalen Bedingungen (20°C, 1013hPa)
gasförmig oder leicht flüchtige Flüssigkeiten. Dies bedeutet also, dass man relativ
wenig Energie benötigt, um die einzelnen Moleküle voneinander zu trennen. Dies
kann man dadurch erklären, dass die Kräfte zwischen Molekülen relativ gering sein
müssen (im Gegensatz zu Ionenverbindungen, wo ein hoher Energieaufwand nötig
ist, um die Kräfte zwischen den Ionen aufzubrechen ⇒ siehe hierzu auch 4.1. Kapitel
1) und Praktikum II Kapitel 1)).
Welches sind nun die Kräfte welche zwischen den einzelnen Molekülen wirken?
4.1. Dipolmoleküle
a) Versuch
In eine Bürette wird Tetrachlorkohlenstoff CCl4 gefüllt, in eine andere Bürette
destilliertes Wasser.
Nun lässt man die Flüssigkeiten ablaufen. Ein elektrostatisch geladener Stab wird an
beide Flüssigkeiten gehalten:
b) Erklärung
Räumliche Struktur von CCl4:
Räumliche Struktur von H2O:
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c) Andere Beispiele
Chlorwasserstoff:
Kohlenstoffdioxid:
⇒ siehe Buch 9 S.64 (Dipolmoleküle)
⇒ siehe Buch 9 S.64 A3 und A5
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4.2. Kräfte zwischen Dipolmolekülen
Man kann sich Dipolmoleküle wie „kleine Magneten“ vorstellen: der „positiv“
geladene Teil eines Dipolmoleküls zieht den „negativ“ geladenen Teil eines
benachbarten Dipolmoleküls an und umgekehrt:
Die elektrostatischen Kräfte zwischen Dipolmolekülen wirken permanent.
Je stärker die Bindungen polarisiert sind, umso stärker wirken die Dipol-Dipol
Wechselwirkungen:
Bsp:
Ganz besonders starke Dipol-Dipol Wechselwirkungen liegen zwischen
Dipolmolekülen vor, welche eine N-H, O-H oder F-H Bindung aufweisen. Diese
starken
zwischenmolekularen
Kräfte
nennt
man
auch
noch
Wasserstoffbrückenbindungen.
⇒ siehe auch Buch 9 S.66-67 (Dipol-Dipol Kräfte und Wasserstoffbrückenbindung)
Kapitel 2: 11TG EPF 2010/11
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Beispiele:
Ammoniak
Fluorwasserstoff
Wasser
Vorsicht: Wasserstoffbrückenbindungen entsprechen keiner Bindung zwischen
Atomen, sondern sind ganz besonders hohe zwischenmolekulare Kräfte.
4.3. Van der Waals Kräfte
⇒ siehe auch Buch 9 S.66 (Van der Waals Kräfte)
4.4. Siedetemperaturen und zwischenmolekulare Kräfte
⇒ siehe Buch 9 S.68 sowie A2-A7
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5) Wasser als Lösungsmittel
5.1. Lösen einer Ionenverbindung
Wie schon im Kapitel 1 unter 4.2. gesehen kann Wasser einen Ionenverband in freie
Ionen zerlegen. Wie kann man diesen Vorgang erklären?
⇒ siehe auch Buch 9 S.76 B1
5.2. Energieaustausch beim Lösen von Ionenverbindungen
a) Versuch und Beobachtung
Etwas Kaliumchlorid wird in Wasser gelöst:
Gleicher Versuch mit Lithiumchlorid:
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b) Auswertung
Man kann das Lösen eines Ionengitters XY in zwei Etappen unterteilen:
1. Wird das Ionengitter in freie Ionen zerlegt muss der Betrag an Energie welcher
der Gitterenergie EG entspricht zugeführt werden (siehe 3.3. Kapitel 1) . Das
System gewinnt also an Energie:
Energiediagramm (Beispiel eines exothermen Lösungsvorganges):
⇒ siehe auch Buch 9 S.77 (Gitterenrgie)
Bemerkung: umso höher der Betrag der Gitterenergie, umso weniger löslich ist die
Ionenverbindung.
2. Freie Ionen werden hydratisiert: dabei wird aufgrund der von den Teilchen
verrichtete
Arbeit Energie
freigesetzt: diese
Energie
nennt man
Hydratationsenergie EH.
⇒ siehe auch Buch 9 S.77 (Hydratationsenergie)
Wie kann man nun erklären, dass der Lösungsvorgang von LiCl exotherm, der von
KCl aber endotherm verläuft?
Es muss jeweils Energie zugeführt werden, um Ionenverband in freie Ionen zu
zerlegen. Es hängt also von der Hydratationsenergie ab, ob der Lösungsvorgang
exotherm oder endotherm verläuft
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Lösen von LiCl:
Lösen von KCl:
⇒ siehe auch Buch 9 S.76 Aufgaben A1-A3
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Praktikum
I) Löslichkeit, polare/unpolare Lösungsmittel
Durchführungen
1) Versuche folgende Stoffe bei Raumtemperatur in Wasser und Hexan C6H14 zu
lösen. Gib jeweils einen Spatel des entsprechenden Stoffes in ungefähr 50ml
Lösungsmittel.
Natriumchlorid; Iod; Ethanol CH3CH2OH; Calciumchlorid; Magnesiumoxid;
2) In je einen Erlenmeyer mit ungefähr 50ml Wasser gibt man Kaliumnitrat und
Natriumchlorid , bis sich gerade ein Bodenkörper bildet (jeweils etwas der Salze in
Wasser geben und gut schütteln. Hat sich der Stoff vollständig gelöst, wiederum
etwas vom Stoff hinzugeben usw).
Dann wird erwärmt. Wenn sich das Salz beim Erwärmen aufgelöst hat, gibt man
weiter Salz hinzu und erwärmt weiter (Vorsicht: das Wasser darf nicht sieden).
3) a) 3,3g Bleinitrat und 4g Kaliumiodid werden jeweils in Wasser gelöst (die
jeweiligen Lösungen sollen ein Volumen von 50ml aufweisen).
b) Zu 10ml der Bleinitratlösung gibt man ungefähr 5 Tropfen der Kaliumiodidlösung.
Das erhaltene Gemenge soll anschliessend bis zum Sieden erhitzt werden und
anschliessend mittels Eiswasser abgekühlt werden.
Aufgaben
1) a) Gib deine Beobachtungen in einer übersichtlichen Tabelle an.
b) Im Falle einer Ionenverbindung: gib die Lösungsgleichung an.
c) Gib die Lewisdarstellungen der Lösungsmittel Hexan und Wasser an.
Unterschiede?
d) Erkläre anhand der zwischenmolekularen Kräfte warum Iod in Wasser unlöslich,
Ethanol aber wasserlöslich ist.
e) Erkläre anhand der Tabelle B2 Buch Seite 54 warum Magnesiumoxid im
Gegensatz zu Natrium-und Calciumchlorid nicht in Wasser löslich ist.
2) a) Gib deine Beobachtungen an.
b) Was ist eine gesättigte Lösung?
c) Welches der beiden Salze löst sich bei steigender Wärmezufuhr besser? Erkläre.
d) Wieso soll man darauf achten, dass das Wasser nicht verdampft?
e) Wovon hängt die Löslichkeit eines Stoffes ab? Erkläre anhand der Versuche 1)
und 2).
3) a) Berechne jeweils die Stoffmengenkonzentration der Lösungen.
b)
Gib
jeweils
die
Lösungsgleichungen
an.
Ermittle
jeweils
die
Stoffmengenkonzentrationen der in Lösung vorliegenden Ionen.
c) Was kann man beobachten, wenn man etwas von der Kaliumiodidlösung zur
Bleinitratlösung gibt? Gib die entsprechende Reaktionsgleichung an (auch
Ionengleichung** formulieren).
d) Was passiert beim Erwärmen des erhaltenen Gemenges? Was beim Abkühlen.
Kapitel 2: 11TG EPF 2010/11
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** Zusatzinformationen zur Formulierung von Ionengleichung
Welche Teilchen werden in einer Ionengleichung in Form von Ionen angeschrieben?
•
alle im Wasser löslichen Ionenverbindungen (aus Metallkationen und Nichtmetallanionen aufgebaute
Ionengitter); das Wasser zerstört die Kristallstruktur ⇒ die in der Kristallatruktur streng geordneten
Ionen werden aus dieser Ionengitter gerissen und können sich frei in der Lösung bewegen. Beispiel:
NaCl, CuI2; AlBr3; CuSO4…
+
(aq)
NaCl(aq) wird in der Ionengleichung angeschrieben: Na
-
+ Cl (aq)
Welche Teilchen werden in einer Ionengleichung nicht in Form von Ionen angeschrieben?
•
alle Ionenverbindungen, die nicht im Wasser löslich sind
•
alle Gase, welche aus der wässrigen Lösung während der Reaktion entweichen
Beispiele: H2(g); CO2(g)
•
alle nichtionischen Verbindungen (Molekülverbindungen).
Beispiele: H2O; CH4; C2H5OH
Beispiele
Formuliere folgende Ionengleichungen:
a) Eine Silber(I)-nitratlösung reagiert mit einer Aluminiumchloridlösung zu unlöslichem Silber(I)-chlorid
und löslichem Aluminiumnitrat.
b) Leitet man Chlorgas in eine Kaliumiodidlösung erhält man Iod und lösliches Kaliumchlorid.
c) Eine Natriumbromidlösung wird mit Fluorgas versetzt. Es bildet sich Iod und in Wasser lösliches
Natriumfluorid.
Kapitel 2: 11TG EPF 2010/11
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II) Hydratwasser (siehe Buch 9 S.78)
Durchführungen
1) Man gibt in ein Reagenzglas 2-3 Spatel blaues Kupfersulfat. Das Reagenzglas
wird vorsichtig erwärmt.
Zum erhaltenen Stoff gibt man anschliessend einige Tropfen Wasser.
2) Etwas hydratisiertes Alaun (KAl(SO4)2.xH2O) wird in einen Tiegel gegeben. Der
Tiegel wird einige Minuten stark erwärmt, und die Masse des Stoffes welcher im
Tiegel zurück bleibt wird anschliessend bestimmt.
Aufgaben
1) a) Formuliere deine Beobachtungen.
b) Erkläre den Begriff „Hydratwasser“.
c) Was bedeutet die Formel: CuSO4.5H2O?
d) Was ist der Unterschied zwischen dem blauen Kupfersulfat und dem Stoff,
welchen man nach dem Erwärmen zurückbehält? Formel dieses Stoffes angeben.
2) a) Formuliere deine Beobachtungen.
b) Wie gehst du vor, um die Masse des Stoffes zu ermitteln, welcher nach dem
Erwärmen zurückbleibt? Wie lautet die Formel dieses Stoffes?
c) Welche Masse an Wasser geht „verloren“?
d) Wie lautet die korrekte Formel des hydratisierten Alauns? Berechnungen
angeben.
3) Nenne Anwendungen von Salzhydraten.
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