Wasser – mehr als ein Lösungsmittel (S. 218/219) · Wasser – mehr als ein Lösungsmittel (S....

8 Bindung in Molekülen

Elemente Chemie 8 – 10 Baden-Württemberg 121

Wasser – mehr als ein Lösungsmittel (S. 218 / 219)

A1 Das Nordpolarmeer ist von einer Eisschicht bedeckt, die wie die Erdoberfläche wirkt. Im Eis bilden Wasser-Moleküle ein Kristallgitter, in dem jedes Sauerstoff-Atom tetraedrisch von vier Wasser- stoff-Atomen umgeben ist. Zwei dieser Wasserstoff-Atome sind über Atombindungen mit dem Sauer- stoff-Atom verbunden, zwei über Wasserstoffbrücken. Da der O–H-Abstand im Wasser-Molekül geringer ist als der in einer Wasserstoffbrücke, ist die tetraedrische Umgebung eines Sauerstoff-Atoms verzerrt. Es ergibt sich ein weitmaschiges Gitter mit durchgehenden Hohlräumen von sechseckigem Querschnitt. Wegen dieser Struktur besitzt Eis eine geringere Dichte als Wasser. Am Rand der Eis- schicht brechen Platten ab, die als Eisschollen auf dem Wasser schwimmen. Auch Eisberge schwimmen aus diesem Grund auf dem Wasser, allerdings ist nur etwa ein Zwölftel sichtbar.

A2 Hier geht es primär darum, dass die Schülerinnen und Schüler Vermutungen anstellen, welche Kräfte zwischen den Teilchen wirken und ob diese eher stark oder eher schwach sind.

A3 Individuelle Leistung

A4 Das Phänomen der Oberflächenspannung des Wassers wird in Kap. 8.6 erklärt.

A5

Wasserstoffbrücken sind Anziehungskräfte, die zwischen den Wasser-Molekülen auftreten: Da das Wasser-Molekül ein starker Dipol ist, enthält es eine negative Teilladung am Sauerstoff-Atom und eine positive Teilladung an den Wasserstoff-Atomen. Diese Teilladungen wirken über das Molekül hinaus und bewirken, dass benachbarte Wasser-Moleküle angezogen werden.

A6 Sowohl in Brausetabletten als auch im Brausepulver sind Säuren, meist Citronensäure, und Natriumhydrogencarbonat, Natron, enthalten. In allen Fällen wird die Lösungseigenschaft des Wassers ausgenutzt (Kap. 8.7).

A7 / A8 Der Vorgang nach dem Aktivieren des Wärmebeutels ist eine exotherme Reaktion, der Vor- gang zum Aktivieren des Beutels demnach eine endotherme Reaktion.In einer gesättigten Lösung ist die Löslichkeit des Stoffes erreicht, es lässt sich unter den gegebenen Bedingungen nichts mehr lösen. In einer übersättigten Lösung ist mehr von dem Stoff gelöst, als seiner Löslichkeit unter diesen Bedingungen entspricht. Man kann das bei bestimmten Stoffen er- reichen, indem man eine bei einer höheren Temperatur gesättigte Lösung langsam abkühlen lässt. Eine Störung der übersättigten Lösung z. B. durch einen Impfkristall, durch Kratzen an der Glaswand oder eben durch die Schallwellen des geklickten Stahlplättchens führt zu einer spontanen Kristalli-sation, bei der Kristallisationswärme frei wird.Beim Aktivieren des Beutels wird das Salz, das Kristallwasser enthält, erhitzt. Dabei tritt das Wasser aus dem Kristallverband aus und löst die übrigen Ionen des Salzes. Es entsteht eine übersättigte Lösung des Salzes, aus der nach dem Klicken des Plättchens wieder das kristallwasserhaltige Salz auskristallisiert.

A9 Die Formel von Kupfervitriol, Kupfer(II)sulfat-Pentahydrat, ist CuS O 4 · 5 H 2 O.Der Begriff „Kristallwasser“ könnte bedeuten, dass die Wasser-Moleküle, die in der Formel angege-ben werden, im Kristall eingebaut sind.

A10 Die Deutung gelingt mithilfe des Kapitels 8.6. Der Kamm ist durch das Mikrofasertuch geladen worden. Die Wasserdipole richten sich nach dieser Ladung aus, werden vom Kamm angezogen und der Wasserstrahl wird abgelenkt.

Zu den Aufgaben

Wasserstoff-brücken

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122 Elemente Chemie 8 – 10 Baden-Württemberg

A11 Wenn sich ein positiv geladener Gegenstand dem Wasserstrahl nähern würde, würde der Wasserstrahl ebenso angezogen, da die Wasser-Moleküle im Strahl frei beweglich sind und sich ent- sprechen ausrichten würden.

8.1 Die Elektronenpaarbindung (S. 220 / 221)

A1

A2

A3 Alle Elektronen der Edelgas-Atome bilden nicht bindende Elektronenpaare. Edelgas-Atome enthalten die maximale Anzahl an Elektronen in der äußersten Schale. Es gibt keine Möglichkeit zur Ausbildung von bindenden Elektronenpaaren.

A4 Das Kohlenstoff-Atom hat vier Außenelektronen. Wenn vier Bindungspartner jeweils ein Elek- tron in die Bindung einbringen, hat das Kohlenstoff-Atom formal acht Elektronen in der äußersten Schale. Die vier Elektronen können von vier Chlor-Atomen bereitgestellt werden. Jedes Chlor-Atom hat dann formal acht Außenelektronen, wenn man jeweils ein Elektron des Kohlenstoff-Atoms einem Chlor-Atom, das ja sieben Außenelektronen besitzt, zurechnet.

8.2 Der räumliche Bau von Molekülen (S. 222 / 223)

Nach dem von den amerikanischen Chemikern Nyholm und Gillespie entwickelten Elektronenpaar-abstoßungsmodell (VSEPR-Modell – Valence Shell Electron Pair Repulsion) geht man davon aus, dass Elektronenpaare aufgrund ihrer gegenseitigen Abstoßung sich so um einen Atomrumpf anordnen, dass sie möglichst weit voneinander entfernt sind in dem Sinne, dass die Mittelachsen der Elektro-nenpaaarwolken möglichst große Winkel miteinander bilden. Die Abstoßung zwischen einem bindenden und einem nicht bindenden Elektronenpaar ist größer als zwischen zwei bindenden Elek- tronenpaaren. Als Folge dieses Unterschieds betragen im Wasser-Molekül bzw. Ammoniak-Molekül die Bindungswinkel nicht 109,5° (Tetraederwinkel), sondern 104,5° bzw. 107,5°.In der hier vereinfachten Form werden bindende und nicht bindende Elektronenpaare hinsichtlich ihrer Abstoßung gleich behandelt.

Ganz ähnlich ist das häufig im Unterricht gebrauchte Kugelwolkenmodell von Kimball. Diese Modell- vorstellung geht von folgenden Grundsätzen aus: – Die Elektronen einer Schale befinden sich in kugelförmigen Räumen (Wolken), die sich symmetrisch

um den Kern anordnen und gleichen Anstand von ihm haben. – Jede Kugelwolke wird von maximal zwei Elektronen besetzt. – In der äußersten Schale befinden sich maximal 8 Elektronen in 4 Kugelwolken. – Die Kugelwolken werden zunächst einzeln und dann doppelt besetzt.

Zu den Aufgaben

Na ArClSPSiMg Al

H

H

O O H

H

C

O

O

Ungebundene Atome

Molekül Formel

O

C

O

H2O

CO2

H N H

H

H N H

H

NH3H N H

H

H N H

H

NH3H N H

H

H N H

H

NH3

C

Cl

Cl

C Cl

Cl

Cl

Cl

CCl4Cl Cl



A1 Bei einer quadratischen Anordnung treten Winkel von 90° zwischen benachbarten und 180° zwischen gegenüberliegenden Elektronenpaaren auf. Demzufolge wirken auch unterschiedlich starke Abstoßungskräfte zwischen ihnen. Bei einer tetraedrischen Anordnung sind alle Elektronenpaare gleich weit voneinander entfernt. Die zwischen ihnen wirkenden Abstoßungskräfte sind gleich.

A2 Strukturformeln:

A3 Der Denkfehler besteht darin, dass drei der vier Elektronenpaare am Kohlenstoff-Atom zu einer Dreifachbindung zusammengefasst sind. Deshalb stoßen sich ein Einfachbindungs-Elektronen-paar und ein Dreifachbindungs-Elektronenpaar linear ab. Der Winkel um das C-Atom beträgt 180°.

A4 Die Valenzstrichformel gibt Auskunft darüber, welche Atomen in einem Molekül aneinander gebunden sind. Man kann ihr die Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare entnehmen, d. h., ob Einfach- oder Mehrfachbindungen vorliegen, und man erkennt, ob die beteiligten Atome über freie Elektro-nenpaare verfügen. Das Kugelstabmodell gibt zusätzlich Auskunft über die räumliche Anordnung der Atome und Elektronenpaare im Molekül entsprechend dem Elektronenpaar-Abstoßungs-Modell.

8.3 Riesenmoleküle aus Kohlenstoff-Atomen (S. 224 / 225)

A1 Lavoisier brachte einen Diamanten, der sich in einem abgeschlossenen Luftvolumen unter einer Glasglocke befand, in den Brennpunkt einer Sammellinse. Bei der Verbrennung des Diamanten entstand als einziges Reaktionsprodukt ein Gas, das sich teilweise in Wasser löste, Kohlenstoffdioxid.

Historische Betrachtung zur Entwicklung der Vorstellung, dass Diamant eine Modifikation des Kohlenstoffs istAuf dem Weg zu dieser Erkenntnis stehen einige sehr interessante historische Experimente, die mit dem Namen von Antoine Laurent Lavoisier (1743 – 1794) verbunden sind. Berühmt geworden sind seine ab 1772 durchgeführten Experimente zur Verbrennung von Diamanten im Brennpunkt einer großen Linse. Er war aber nicht der erste, der eine Diamantverbrennung vornahm. Er wiederholte ein Experiment, das vor ihm schon 1694 Guiseppe Averani (1662 – 1738) und Cipriano Antonio Targioni (1672 – 1748) in Pisa ausgeführt hatten. Was Lavoisier auszeichnete, war sein quantitativer Arbeitsstil, seine exakte Protokollführung und seine durchdachten Schlussfolgerungen. Da er finanziell gut ge- stellt war, konnte er es sich leisten, ca. 20 Experimente zur Untersuchung der Verbrennung von Dia- manten auszuführen.Lavoisier gewann u. a. folgende Erkenntnisse: Diamanten wurden in der Hitze des Brennpunktes der Linse weißglühend, sie verloren an Gewicht, wurden löcherig und konnten sogar ganz „verdunsten“. Bei manchen Diamanten trat eine oberflächliche Verkohlung auf. Um festzustellen, ob an diesen Ver- änderungen die Luft beteiligt sei, nahm er Experimente in einem durch Quecksilber abgeschlossenen Raum vor und prüfte die Eigenschaften der „Luft“ nach Abschluss des Experimentes. Die Bilanz seiner Experimente lautete: Der Diamant ist als ein „verbrennlicher Körper“ anzusehen. Er bewirkt durch seine Verbrennung „eine Veränderung des Umfangs der Luft, wenn solche Luft das Wasser berührt“. Er stellte fest, dass die im Verbrennungsgefäß eingeschlossene „fixe Luft“ die Eigenschaft bekommen hatte, Kalkwasser zu trüben.Experimente mit Kohle anstelle von Diamanten führten zu ähnlichen, ja z. T. völlig übereinstimmen-den Ergebnissen. Trotzdem zog er nicht die aus heutiger Sicht naheliegende Schlussfolgerung, dass Diamant eine Modifikation des Kohlenstoffs ist. Er hielt es für unvernünftig, die Ähnlichkeiten zwischen Diamant und Kohle zu weit zu treiben. Eine eindeutige Antwort auf die Frage „Was ist ein Dia- mant?“ konnte er nicht geben. Das erscheint verwunderlich, muss aber vor dem Hintergrund gesehen werden, dass die Theorie der Verbrennungsvorgänge noch auf wackligen Füßen stand. Der Sauerstoff war zwar bereits entdeckt, doch seine Bedeutung für die Verbrennung war noch nicht vollständig klar.

Eine genaue Beschreibung der Experimente findet man im Reprint der deutschen Übersetzung von Lavoisiers « Prémier Mémoire sur la destruction du Diamant par le feu » und « Second Mémoire sur la destruction du Diamant au grand Verre brulant de Tschirnhausen, connu sous le nom de Lentille du Palais Royale » (Acad. Roy. Sci. 1772, 564, 591):Lavoisier, A. L.: Von der Zerstöhrung des Diamants vor dem, unter der Benennung der Linse des König- lichen Pallastes bekannten, großen Tschirnhausenschen Brennglase; Chimica didactica 18 (1992),

Zu den Aufgaben

H C

H

H

C

H

H

HF C

F

F

F H S

H

CH

HC

H

HCH C H

Zu den Aufgaben



Heft 2 (Nr. 61), S. 148 (Erster bis elfter Versuch), ibid. 19 (1993), Heft 1 (Nr. 62), S. 48 (Zwölfter bis neunzehnter Versuch)

A2 a) Die Dichte von Diamant ist wesentlich größer als die von Graphit. Die Kohlenstoff-Atome in Diamant

liegen also im Durchschnitt wesentlich dichter beieinander. Im Diamant-Gitter liegt jedes Atom einer Schicht (aus gewellten Sechsringen) in den Lücken der Atome der vorigen Schicht. Im Graphit-Gitter ist der Abstand zwischen den (ebenen) Schichten relativ groß. Er beträgt etwa das 2,5-fache des Abstandes zwischen den Atomen derselben Schicht.

b) Im Diamant befinden sich alle Außenelektronen der Kohlenstoff-Atome in Elektronenpaarbindungen und sind daher nicht über die Bindung hinaus beweglich. Im Graphit sind nur je 3 Außenelektronen der Kohlenstoff-Atome an Elektronenpaarbindungen beteiligt, das jeweils vierte Elektron ist über die ganze Schicht beweglich. Dies erklärt die gute elektrische Leitfähigkeit von Graphit.

A3 Individuelle Lösung. Ansatzpunkt: Die Physiker André Geim und Konstantin Novoselov erhielten für die Entdeckung von Graphen 2010 den Nobelpreis für Physik.

Lange bekannt sind die Kohlenstoffmodifikationen Diamant und Graphit. In neuerer Zeit hinzuge-kommen sind die Fullerene, für deren Entdeckung die Wissenschaftler Harold W. Kroto und Richard E. Smalley 1996 den Nobelpreis für Chemie erhielten. Die Modifikationen unterscheiden sich in den Bindungsarten der Kohlenstoffatome untereinander. Während im Diamant alle Kohlenstoffatome durch Einfachbindungen miteinander verknüpft sind, liegen im Graphit Schichten von Kohlenstoff-atomen vor. Im Diamant hat daher jedes Kohlenstoffatom vier Nachbarn, die es tetraedrisch umge-ben. Daraus ergeben sich gewellte Schichten. Im Graphit ist jedes Kohlenstoff direkt mit drei Nach- baratomen, die in einer Ebene liegen, verbunden. Es folgen zweidimensionale Schichten aus Sechs- ecken (wie Bienenwaben), die untereinander schwächer verbunden sind. Diese Bindungskräfte über- windet man z. B. beim Schreiben mit einem Bleistift, hierbei werden Schichten aus Kohlenstoffatomen auf das Papier übertragen. Die Fullerene sind kugelförmige Moleküle, bei denen ebenfalls jedes Kohlen- stoffatom drei Bindungspartner hat. Wie bei einem Fußball ergeben sich jedoch zwischen den Sechs- ecken auch Fünfecke. Diese sind bei den Nanotubes, die man sich als zu Röhren geformte Graphit-schichten vorstellen kann, nicht notwendig.

Indem sie eine Graphitspur mit Klebefilm aufnahmen und diese immer dünner werden ließen, er- reichten Geim und Novoselov, dass nur noch eine der vielen Graphitschichten übrig blieb, das Graphen. Man kann sich Graphit aus vielen übereinander liegenden Graphenschichten aufgebaut denken. Biegt man Graphen zu einer Röhre, erhält man Nanotubes, formt man aus ihm einen Fußball, entsteht das C-60-Fulleren, das Buckminsterfulleren oder „buckyball“.

Graphen kann mittlerweile in größerem Maßstab hergestellt werden. Es eignet sich als Halbleiter zur Herstellung von Mikrochips, ein Prototyp ist bereits entwickelt worden. Während mit Silizium nur Transistoren mit Taktraten bis 5 GHz zu realisieren sind, sollten mit Graphen Taktraten von 500 bis 1000 GHz möglich sein. Für die Forschung ist Graphen interessant, weil es ein Modell für einen zwei- dimensionalen Kristall darstellt.



8.4 Die Struktur von Molekülen – Formeln und Modelle (S. 226 / 227)

A1

N 2 N N HBr H Br H 2 OH

OH

C 2 H 4 CH

HC

H

HN H 3

H N H

H C 2 H 2 CH C H

HCl ClH C 2 H 6 H C

H

H

C

H

H

H H 2 COO

CH H

HCN CH N C F 4 F C

F

F

F

A2

C F 4

F

CF

F

F N H 3 NH

H

H H 2 O O

H

H

A3 Individuelle Lösung



A6 Einfachbindung: Ecken der Tetraeder zusammenbringenDoppelbindung: Kanten der Tetraeder zusammenbringenDreifachbindung: Tetraederflächen zusammenbringenDie verwendeten Modelle für die Bindungsarten gehen auf Darstellungen von van’t Hoff und Le Bel zurück, die sie im Rahmen der Entdeckung der Stereochemie machten.




8.5 Die polare Elektronenpaarbindung (S. 228 / 229)

A1 Die Elektronegativität (EN ) ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, Bindungselektronen anzuziehen. In einer polaren Elektronenpaarbindung unterscheiden sich die EN der beiden Bindungs-partner. In einer unpolaren Elektronenpaarbindung sind sie gleich.

A2 δ + = relativ positiv (positive Seite einer polaren Bindung), δ – = relativ negativ (negative Seite einer polaren Bindung)

A3 Δ EN (N – H) = 3,0 – 2,1 = 0,9 Δ EN (C – H) = 2,5 – 2,1 = 0,4 Δ EN (F – H) = 4,0 – 2,1 = 1,9 Δ EN (O – H) = 3,5 – 2,1 = 1,4

Reihenfolge: C – H < N – H < O – H < F – H

Zu den Aufgaben

Zu den Aufgaben



A4 Das Ammoniak-Molekül bildet eine trigonale Pyramide. Die drei Wasserstoff-Atome tragen jeweils eine kleine positive Partialladung. Der Mittelpunkt dieser drei Partialladungen liegt in der Mitte des von ihnen gebildeten Dreiecks. Dieser Mittelpunkt fällt nicht zusammen mit der Lage der negativen Partialladung am Stickstoff-Atom, das sich an der Spitze der Pyramide befindet. Infolge-dessen ist das Ammoniak-Molekül ein Dipol.Bemerkenswert ist hierbei, dass das Ammoniak-Molekül eine Inversionsschwingung ausführt und dabei wie ein Regenschirm hin- und zurückklappt. Deshalb ändert sich die Richtung des Dipols fort- während mit hoher Frequenz. Aus diesem Grund kann das Ammoniak-Molekül nicht in gleicher Weise wie das Wasser-Molekül als permanenter Dipol angesehen werden.

Anmerkungen zum Begriff des DipolsDie Frage, ob ein Molekül ein Dipol ist oder zumindest sein kann, lässt sich auf drei verschiedene Arten beantworten.

1. Man versucht, die Lage von Ladungsschwerpunkten zu ermitteln. In manchen Fällen mag man es als recht offensichtlich ansehen, dass die Ladungsschwerpunkte der positiven respektive der negativen Ladung nicht zusammenfallen. Problem hierbei ist, dass der Ladungsschwerpunkt sich nur schwer schülergemäß definieren lässt.

2. Man betrachtet (in einem mehratomigen Molekül) die einzelnen Bindungspolaritäten und fügt diese zu einer Gesamtpolarität zusammen. Zumindest wenn das Molekül nicht linear gebaut ist, läuft dies unumgänglich auf eine Vektoraddition hinaus, auch wenn man das Wort vermeidet. Es muss aber damit gerechnet werden, dass die Schülerinnen und Schüler mit Vektoren noch keine Bekanntschaft gemacht haben. Beim C O 2 -Molekül könnte man nämlich auf folgende Weise argumentieren: Die linke C=O-Bindung hat ein Dipolmoment, die rechte C=O-Bindung das betragsmäßig gleich große Dipolmoment. Beide kompensieren sich, weil sie entgegengerichtet sind. Man bemerkt leicht, dass hier von der Vektoreigenschaft des Dipolmoments Gebrauch gemacht wird. Da beide Vektoren in der Molekül-achse liegen, ist ihre gegenseitige Kompensation allerdings sogar für denjenigen plausibel, der sich mit Vektoren nicht auskennt. Schwieriger wird es, wenn die analoge Argumentation beim Methan-Molekül vorgeführt wird. Man fasst zunächst die Dipolmomente von je zwei C–H-Bindungen zusammen und erhält zwei entgegengesetzt gleiche Summenvektoren, die sich kompensieren. Diese oft benutzte Argumentation verwendet, wie man sieht, eine „echte“ Vektoraddition, bei der Vektoren unterschiedlicher Richtung addiert werden müssen. Das ist ohne vorherige Behandlung von Vektoren kaum zu vermitteln.

3. Man benutzt Symmetrieargumente. Wenn ein Molekül eine „genügend hohe“ Symmetrie besitzt, kann es gar kein Dipol sein, egal, ob einzelne Bindungen eine Polarität besitzen oder nicht. Das Kohlenstoffdioxid-Molekül kann kein Dipol sein, was völlig unabhängig davon gilt, ob und in wel- cher Richtung die CO-Bindungen polarisiert sind. Die Spiegelebene quer zur Molekülachse macht es offenbar unmöglich, dass in der Molekülachse (aufgrund etwaigen Dipolcharakters) eine Rich- tung vorkommt: Das gespiegelte Molekül muss in sich selbst übergehen, was nicht möglich wäre, wenn eine Richtung beim Spiegeln umgedreht würde. Daher kann das Molekül kein Dipol sein. Auch hier gestaltet sich die Argumentation beim Methan-Molekül etwas schwieriger. Durch den etwaigen Dipolcharakter eines Moleküls würde eine räumliche Richtung festgelegt (z. B. vom nega-tiven zum positiven Pol). Diese Richtung muss zunächst mindestens mit einer der Drehachsen des Moleküls (C–H-Bindungen) zusammenfallen. (Denn bei einer Symmetrieoperation, hier Drehung, geht das Molekül in eine äquivalente Lage über.) Wäre das Molekül als Ganzes aber in Richtung einer Drehachse ein Dipol, so müsste es zugleich in Richtung der vier dreizähligen Achsen (die alle gleichwertig sind) ein Dipol sein, was ein Unding ist. Denn der Dipol (des ganzen Moleküls) kann nur eine Richtung haben, aber nicht vier verschiedene.

Die Symmetrieargumentation mag auf den ersten Blick etwas diffizil wirken, sie hat aber den Vor- teil, nicht wesentlich von unbekannten mathematischen Konzepten Gebrauch zu machen. Einfache Symmetriebetrachtungen sind ohne weitere Vorbereitung zugänglich. Man beachte auch, dass letztlich bei allen drei hier genannten Argumentationen die Symmetrie der Moleküle zugrunde gelegt wird.



A5

Es handelt sich beim Tetrachlormethan-Molekül um keinen Dipol, da das Molekül symmetrisch aufgebaut ist und daher die Ladungsschwerpunkte zusammenfallen. Siehe auch oben Erläuterungen zu „Anmerkungen zum Begriff des Dipols“ bei [A4].

Anmerkung zu Linus PaulingUnsere heutige Vorstellung von der Bindung in Molekülen wurde wesentlich beeinflusst durch den amerikanischen Chemiker Linus C. Pauling. Er war bisher der einzige Forscher, der zwei Nobelpreise erhielt. Der Nobelpreis für Chemie wurde ihm 1954 für seine Forschungen über die Molekülstruktur der Proteine verliehen, den Friedensnobelpreis bekam er 1962 für seine Bemühungen die Kern- waffentests zu beenden. Linus Pauling wurde am 28. Februar 1901 in Portland im US-Bundesstaat Oregon geboren. 1925 schloss er sein Studium mit der Promotion in Chemie, Physik und Mathematik ab. Bereits seit 1919 befasste er sich mit der Natur der chemischen Bindung. Er zeigte, dass die Ionenbindung in Kristallen und die Elektronenpaarbindung in Molekülen nur die Grenzformen der Bindung von Atomen dar- stellen und fand, dass die polare Atombindung als Übergangsform in den meisten Verbindungen anzutreffen ist. Das Ausmaß der Polarität zwischen den Atomen versuchte er mithilfe seiner Elektro-negativitätswerte zu bestimmen. 1939 veröffentlichte er seine Ergebnisse in dem wegweisenden Buch „The Nature of the Chemical Bond and the Structure of Molecules and Crystals“. Seine große Begabung als Lehrer setzte er in vielen Vorlesungen und Büchern ein. Ein Standardlehrbuch ist das 1947 erschienene „General Chemistry“, das 1956 auch als deutsche Ausgabe herauskam und für viele Schullehrbücher ein Vorbild war.Linus Pauling starb am 19. August 1994.

Für eine weitere Beschäftigung mit Linus Pauling empfiehlt sich die Internetseite des Linus-Pauling-Institute der Oregon-State-University http://lpi.oregonstate.edu/lpbio/lpbio2.html sowie die Seite der Nobel-Foundation http://nobelprize.org/nobel_prizes/peace/laureates/1962/ pauling-bio.html (7/2007). Sehr interessant ist ein Film (Dauer ca. 43 min) mit einem Interwiew mit Linus Pauling (in Deutsch), das anlässlich seines Besuchs in München 1991 aufgezeichnet wurde. Man erfährt einiges über Linus Pauling und über die Wissenschaft seiner Zeit. Der Film ist über die Internetseite http://www4ger.dr-rath-foundation.org/infothek/videos.htm zu sehen.Die deutsche Ausgabe des Buches „General Chemistry“ in der Übersetzung von F. Helfferich ist unter dem Titel „Chemie – eine Einführung“ 1956 im Verlag Chemie erschienen.

8.6 Wasser – Molekülbau und Stoffeigenschaften (S. 230 / 231)

A1 Wenn Eis schmilzt, lösen sich die Wasserstoffbrücken und das Kristallgitter bricht zusammen. Die Zahl der Hohlräume nimmt ab, die Dichte des Wassers nimmt zu. Auch im flüssigen Wasser exis- tieren zunächst noch Bruchstücke des Eisgitters, sie werden mit zunehmender Temperatur weniger. Ab 4 °C nimmt die Dichte des Wassers wegen der stärker werdenden Molekülbewegung wieder zu.

A2 Eine ausführliche Antwort betrachtet zunächst allgemein die Oberflächenspannung: Im Inneren des Wassertropfens wirken Anziehungskräfte nach allen Seiten. Moleküle an der Ober- fläche werden allerdings nur nach Innen gezogen. Die Anziehungskräfte der benachbarten Wasser-Moleküle wirken hier also nur nach den Seiten und zum Inneren. Im Gegensatz zu den Molekülen im Innern des Tropfens heben sich die Anziehungskräfte also nicht auf, sondern setzen sich zu einer resultierenden Kraft zusammen, die senkrecht zur Oberfläche in das Flüssigkeitsinnere gerichtet ist. Das Wasser nimmt demnach die für diese Verhältnisse kleinstmögliche Oberfläche ein, die Kugel-form.Auf die Aufgabe bezogen heißt das:Da der Wassertropfen die wasserabweisende Oberfläche nicht benetzen kann, wirken nur die An- ziehungskräfte zwischen den Wasser-Molekülen. Da diese aber an der Oberfläche nur nach den Seiten und zum Innern hin wirken, ergibt sich der Körper mit der kleinstmöglichen Oberfläche, die Kugel.

C

Cl

Cl

Cl

Cld–

d–

d–

d–

d+

Zu den Aufgaben



A3 Wasserstoffbrücken: Zwischen Molekülen mit polaren Bindungen, an denen Wasserstoff-Atome beteiligt sind, können Kräfte wirken, die außergewöhnlich stark sind. So besteht zwischen einem Sauer- stoff-Atom des einen Wasser-Moleküls und dem Wasserstoff-Atom eines anderen Wasser-Moleküls eine starke Anziehung, die man als Wasserstoffbrücke bezeichnet.Dipol-Dipol-Kräfte: Moleküle mit polaren Bindungen, an denen keine Wasserstoff-Atome beteiligt sind, üben Kräfte aufeinander aus. Wenn die Teilladungen unsymmetrisch angeordnet sind, liegen permanente Dipole vor. Zwischen ihnen wirken Dipol-Dipol-Kräfte.

A4 Δ EN (C – O) = EN (O) – EN (C) = 3,5 – 2,5 = 1,0

A5 Wassermoleküle sind permanente Dipole, sie haben eine positiv und eine negativ geladene Seite. Die Mikrowellen bilden ein elektrisches Feld, das unterschiedliche Kräfte auf die beiden Seiten des Wasser-Moleküls ausübt. Das Wasser-Molekül versucht, sich in diesem Feld – wie eine Kompass-nadel – auszurichten. Bei einem sich ständig wechselnden Feld rotieren die Wasser-Moleküle ständig und stoßen so immer wieder aneinander. Sie geraten in immer größere Bewegung, die sich als Wärme äußert. Das ist allerdings nur im flüssigen Zustand möglich. Gefrorene Speisen werden also nur an der Oberfläche, an der das Eis bereits geschmolzen ist, erwärmt. Die Mikrowellenstrahlung wird immer wieder ausgesetzt, sodass an der Oberfläche flüssiges Wasser entsteht, das sich erwärmt und das Eis darunter zum Schmelzen bringt.

Anmerkung zu WasserstoffbrückenWasserstoffbrücken sind nicht nur besonders starke Dipol-Dipol-Wechselwirkungen, sondern stellen einen eigenen Typus von Wechselwirkung dar. So sind in manchen Verbindungen, in denen Wasser-stoffbrücken vorliegen, die Abstände zwischen den beteiligten drei Atomen geringer, als von den Van-der-Waals-Radien her zu erwarten wäre. In 1H-NMR-Spektren kann man manche Verschiebungen nur erklären, wenn man einen weiter reichenden Einfluss der Wasserstoffbrücken annimmt. Man vermutet daher in Wasserstoffbrücken kovalente Anteile, die durch quantenmechanische Berechnun-gen bestätigt werden können. Erinnert sei hier an die gute Ionenleitfähigkeit von Protonen in wäss- rigen Lösungen, als deren Begründung man einen schnellen Wechsel von Wasserstoffbrücken und Elektronenpaarbindungen angibt.

V1 Es entsteht ein „Wasserberg“, der über den oberen Rand des Reagenzglases hinausragt. Er entsteht aufgrund der Oberflächenspannung des Wassers. Das Wasser scheint wie von einer Haut umgeben.

V2 Im Versuch liegt das schmelzende Kerzenwachs am Boden, während das schmelzende Eis an der Oberfläche schwimmt. Im Gegensatz zum Kerzenwachs, bei dem das feste Wachs eine größere Dichte als das flüssige aufweist, hat Eis eine geringere Dichte (ca. 0,92 g/c m 3 ) als flüssiges Wasser (ca. 1 g/c m 3 ). Da dieses Phänomen nur bei Wasser auftritt, nennt man es die „Dichteanomalie des Wassers“.

8.7 Wasser als Lösungsmittel (S. 232)

A1 Die Dipolmoleküle des Wassers lagern sich an der Oberfläche des Kochsalzkristalls an. Ihre negativ geladenen Enden wenden sie den N a + -Ionen, die positiv geladenen Enden den C l – -Ionen zu. Ionen, die an den Ecken des Kristalls stehen, können besonders leicht abgelöst werden. Sie besitzen als direkte Nachbarn nur drei entgegengesetzt geladene Ionen. Auf sie wirken die geringsten Gitter- kräfte ein. Die abgelösten Ionen werden vollständig von Wasser-Molekülen umgeben, die sich entsprechend der Ionenladung orientieren.

A2 Wasser-Moleküle sind Dipol-Moleküle, an denen sich positive und negative Teilladungen befinden. In der Nähe eines positiven Ions orientieren sich Wasser-Moleküle so, dass die negative Teil- ladung zum Ion hin gerichtet ist. Bei dieser Anordnung ist die Anziehung zwischen dem positiven Ion und der negativen Teilladung größer als die Abstoßung zwischen dem positiven Ion und der positiven Teilladung des Wasser-Moleküls. In der Nähe eines negativen Ions orientieren sich die Wasser-Mole-küle in umgekehrter Weise.

Zu den Versuchen

Zu den Aufgaben



A3 Unter Hydratation versteht man den Vorgang, bei dem die aus dem Ionengitter herausgelösten Ionen mit Wasser-Molekülen umgeben werden. Dabei wird Energie frei. Hydratisierte Ionen werden mit dem Zusatz „(aq)“ gekennzeichnet, wenn man die Hydratisierung explizit zum Ausdruck bringen will.

A4

AnmerkungDie Ausbildung von Wasserstoffbrücken zwischen den Molekülen des „molekularen Stoffes“ (z. B. Zucker) und Wasser-Molekülen ist der Grund für das Lösen. Wegen der fehlenden Kenntnis der Struk- tur der Moleküle kann hier noch nicht näher darauf eingegangen werden. Daher wird dieses Phänomen auch nur kurz erwähnt. Im Unterricht kann aber diskutiert werden, welche Eigenschaft die Moleküle besitzen müssen, damit Wasser-Moleküle über Wasserstoffbrücken mit diesen Molekülen wechsel-wirken können. Die Lösung von Aufgabe [A4] stellt das Phänomen stark reduziert dar.

8.8 Energie beim Lösen von Salzen (S. 233)

A1 Bei Lithiumchlorid ist der Betrag der Hydratationsenergie größer als der der Gitterenergie, der Lösungsvorgang ist daher exotherm. Bei Kaliumchlorid ist der Betrag der Gitterenergie größer als der der Hydratationsenergie, der Lösungs-vorgang ist daher endotherm.

A2 Bei wasserfreiem Calciumchlorid ist der Betrag der Hydratationsenergie viel größer als der der Gitterenergie. Wasser-Moleküle aus der feuchten Luft bilden Hydrathüllen um die Ionen. Dadurch wird die Luft trocken.

A3 Bei Natriumchlorid sind die Beträge der Hydratations- und der Gitterenergie gleich groß, daher tritt keine Temperaturänderung beim Lösen ein.Häufig wird im Unterricht gesagt: „Die Hydratationsenergie ist größer als die Gitterenergie, daher wird das Salz gelöst.“ Das ist in dieser Form falsch, weil die Energiewerte negative Vorzeichen haben. Der Wert mit dem kleineren Betrag ist dann der größere. Allerdings ist auch die Aussage „Die Hydra- tationsenergie ist stärker negativ als die Gitterenergie“ nicht unbedingt klarer. Im Schülerbuch wird daher von Beträgen gesprochen, um das, was in der oben zitierten Aussage gemeint ist, korrekt aus- zudrücken. Beträge sind immer positiv oder Null. So ist der Betrag der Hydratationsenergie größer als der Betrag der Gitterenergie.

Es gilt also in der hier vorausgesetzten Situation entweder: Hydratationsenergie < Gitterenergie (beide sind negativ) oder: |Hydratationsenergie| > |Gitterenergie|.

Man benötigt diese Klärung auch bei Bindungsenergien (das Stickstoff-Molekül hat eine viel kleinere Bindungsenergie als das Wasserstoff-Molekül und ist daher viel fester gebunden), Reaktionsenergien usw., sodass es auch im Unterricht sinnvoll ist, auf dieses Thema einzugehen.

V1 a) Beim Lösen von Calciumchlorid in Wasser stellt man einen starken Anstieg der Temperatur fest.b) Beim Lösen von Kaliumchlorid in Wasser sinkt die Temperatur.c) Beim Lösen von Natriumchlorid in Wasser ist keine Temperaturänderung feststellbar.

Zu den Aufgaben

Zu dem Versuch



Erklärung: Die Unterschiede beruhen auf den unterschiedlichen Beträgen der Gitter- und der Hydratationsenergie. Bei den exotherm verlaufenden Vorgängen ist der Betrag der Hydratationsenergie größer als der der Gitterenergie. Bei endothermen Lösungsvorgängen sind die Verhältnisse gerade umgekehrt. Ist beim Lösen keine Temperaturänderung feststellbar, sind die Beträge von Hydratations- und Gitterenergie (ungefähr) gleich groß.

8.9 Kristallisationswärme (S. 234)

Wird Natriumacetat-Hydrat auf über 58 °C erwärmt, erfolgt die Abspaltung des Hydratwassers. Da die Löslichkeit bei steigender Temperatur stark zunimmt, löst sich eine immer größer werdende Portion des Salzes im Wasser. Bei 100 °C ist die Löslichkeit mit 170,3 g wasserfreien Salzes auf 100 g Wasser so hoch, dass aus einer bei niedrigerer Temperatur gesättigten Lösung ohne Wasserzusatz durch weiteres Erhitzen eine ungesättigte Lösung entsteht. Bei langsamem Abkühlen entsteht eine übersättigte Lösung, aus der das Salz zunächst nicht auskristallisiert.

V1 Es werden einige Kristalle Natriumacetat-Hydrat zu der übersättigten Lösung gegeben. Das Salz kristallisiert aus. Die frei werdende Gitterenergie bewirkt die Erwärmung, die bei Prüfung mit dem Handballen deutlich spürbar ist.

V2 In diesem Versuch wird die Kristallisation durch eine Stoßwelle ausgelöst.Ein Zeit-Temperatur-Diagramm bei der Verfolgung der Kristallisation im Wärmekissen könnte so aussehen:

8.10 Gruppenpuzzle – die Bindung zwischen Atomen (S. 235 / 236)

Die Aufgaben im Gruppenpuzzle sind als Leitfaden durch einen Teil des Kapitels zu sehen. So werden auch z. T. Textblöcke der jeweiligen Kapitelseiten (Kapitel 8.1 bis 8.3) als Lösungen angegeben.

A1 Der Atomkern eines Wasserstoff-Atoms besteht lediglich aus einem Proton. Die Atomhülle, der kugelförmige Bereich um den Kern, wird von einem Elektron gebildet. Wegen der ständigen Bewegung des Elektrons ist dessen negative Ladung über den gesamten Raumbereich verteilt. Dieser hat keine scharfe Begrenzung, man spricht daher von einer Elektronenwolke.

A2 Nähern sich zwei Wasserstoff-Atome einander an, durchdringen sich schließlich ihre Elektronen-wolken. Die beiden Elektronen der Wasserstoff-Atome werden nun von beiden Atomkernen gleicher-maßen angezogen. Die Elektronen befinden sich bevorzugt im Anziehungsbereich beider Atomkerne. Sie bilden auf diese Weise eine gemeinsame Elektronenwolke, die beide Atomkerne umschließt. Die Wasserstoff-Atome werden so durch diese Elektronenwolke zusammengehalten und bilden ein Wasserstoff-Molekül.

A3 Die Bindung zwischen den beiden Atomen nennt man Elektronenpaarbindung. Diese Bindung wird auch als Atombindung oder kovalente Bindung bezeichnet. Die Elektronenwolke, die im Wasser- stoff-Molekül die Atome verbindet, besteht aus zwei Elektronen. Man nennt sie bindendes Elektronen-paar.

A4 H – H

Zu den Versuchen

0

Zeit in min

60

50

40

30

20

10

0

Temperatur in °C

505 10 15 20 35 4025 30 45

Zu den Aufgaben

Thema 1



A5 Bei der Bildung des Wasserstoff-Moleküls wird Energie abgegeben, die Bindungsenergie. Zur Trennung des Moleküls in einzelne Atome muss der gleiche Energiebetrag zugeführt werden. Das Wasserstoff-Molekül ist also energieärmer und damit stabiler als die beiden einzelnen Wasserstoff-Atome. Bei einem bestimmten Abstand der beiden Atomkerne, der Bindungslänge, erreicht das Wasser-stoff-Molekül ein Energieminimum. Im Molekül schwingen die beiden Atome ständig aufeinander zu und voneinander weg, als wären sie durch eine Feder verbunden. Der mittlere Abstand zwischen den Atomkernen ist nahezu gleich der Bindungslänge.

A6

A7

A8 Aus den einzelnen Atomen wird das Molekül gebildet. Dazu werden je zwei einzelne Außen-elektronen zu einem bindenden Elektronenpaar kombiniert. Die bindenden Elektronenpaare stehen zwischen den beteiligten Atomen.Beispiel: H – HDie übrigen Elektronenpaare bezeichnet man als nicht bindende Elektronenpaare.

A9

A1 Schon bei dreiatomigen Molekülen sind verschiedene räumliche Anordnungen denkbar. So findet man beim dreiatomigen Wasser-Molekül eine gewinkelte Molekülstruktur, die drei Atome im Kohlenstoffdioxid-Molekül sind jedoch linear angeordnet.

A2

linear O C O CH NCH C H

gewinkelt

H HC

H

H

O H

H

CH

HC

H

H

A3 Nach dem EPA-Modell stoßen sich die Elektronenpaare um ein Atom herum größtmöglich ab.

A4

Das Modell ist das EPA-Modell (Tetraeder-Modell).

Li Be B C N NeFO

H HC

H

H

HO

H

HN

H

H

F H

C

H

H

H H

H

H

HN

H

HO HF

Thema 2

Tetraeder

Elektronenwolkeeines Elektronenpaars



A5 Auch Moleküle, die Atome mit nicht bindenden Elektronenpaaren enthalten, leiten sich häufig aus der tetraedrischen Grundgeometrie ab. So befinden sich um das Stickstoff-Atom im N H 3 -Molekül vier Elektronenpaare, drei bindende und ein nicht bindendes. Diese vier Elektronenpaare stoßen sich in die Ecken eines Tetraeders ab. Die räumliche Anordnung der Atome im N H 3 -Molekül bezeichnet man als dreiseitig pyramidal.Das Sauerstoff-Atom im H 2 O-Molekül ist ebenfalls von vier Elektronenpaaren umgeben; zwei davon sind bindende und zwei nicht bindende Elektronenpaare. Auch hier geht man von einer tetraedrischen Grundgeometrie aus. Betrachtet man nur die Atome, so ist das H 2 O-Molekül gewinkelt. Der Winkel zwischen den Wasserstoff-Atomen ist etwas kleiner als 109,5°, da nicht bindende Elektronenpaare eine stärker abstoßende Wirkung haben als bindende Elektronenpaare. Die beiden Elektronen in einem nicht bindenden Elektronenpaar können sich breiter ausdehnen, weil sie unter dem Einfluss nur eines Atomkerns stehen und nicht zwischen zwei Atomkernen „eingeklemmt“ sind.


A7 Bei den genannten Wasserstoffverbindungen befinden sich die H-Atome jeweils in den Ecken des Tetraeders. C H 4 : alle vier Ecken sind belegt, N H 3 : drei Ecken sind belegt, H 2 O: zwei Ecken sind belegt, HF: eine Ecke ist belegt.


A9 Das Ergebnis ist die ebene Strukturformel von C H 4 :


A2 Weil sich bei der Dreifachbindung jeweils drei Elektronenwolken durchdringen, muss man die Flächen der beiden Tetraeder aneinander legen. Die nicht bindenden Elektronenwolken liegen sich gegenüber.

A3

A4 Beim Ethin-Molekül ( C 2 H 2 ) sind um die C-Atome nur noch zwei Wolken, ein Einfachbindungs-paar und die drei Elektronenpaare der Dreifachbindung. Diese stoßen sich linear mit einem 180°-Win-kel ab. Im EPA-Modell werden Mehrfachbindungselektronenpaare im Hinblick auf ihre abstoßende Wirkung wie Einfachbindungselektronenpaare behandelt.

A5 Bei der Doppelbindung werden im Tetraedermodell zwei Kanten aneinander gelegt, hier durchdringen sich jeweils zwei Elektronenwolken.

A6 Im Ethan-Molekül findet man nur Einfachbindungen. Wenn jedes Tetraeder ein Kohlenstoff-Atom darstellt, werden im Ethan-Molekül zwei Ecken aneinandergelegt. An den übrigen Ecken werden H-Atome gebunden.


A8 Vom „Ecken-Aneinanderlegen“ über das „Kanten-Aneinanderlegen“ zum „Flächen-Aneinander-legen“ werden die Abstände der Mittelpunkte der Tetraeder (an denen man sich ja die Atomkerne vorstellt) immer kürzer. Das entspricht den immer kürzer werdenden Bindungslängen von der Einfach- bindung zur Dreifachbindung.

H HC

H

H

Thema 3

CH C H

CH

HC

H

H



A9 Die vier Kohlenstoff-Atome im Diamant sind durch Einfachbindungen zu einem dreidimensio-nalen Diamant-Gitter verbunden. Jedes Kohlenstoff-Atom hat eine tetraedrische Umgebung. Wie bei einer Apfelsinenpyramide liegt jedes Atom einer Schicht in den Lücken der Atome der vorherigen Schicht. In dieser Struktur erkennt man gewellte Sechsringe von C-Atomen.Das Graphit-Gitter besteht aus übereinander liegenden ebenen Schichten. Jedes Kohlenstoff-Atom hat in einer Schicht drei Nachbarn. Die Bindungswinkel zwischen den C-Atomen betragen 120°. Je drei Elektronen eines C-Atoms sind an diesen Bindungen beteiligt. Das vierte Elektron ist ähnlich wie bei Metallen über die ganze Schicht beweglich, das erklärt die gute elektrische Leitfähigkeit des Gra- phits. In jeder Schicht liegen ebene Sechsringe von C-Atomen. Der Abstand zwischen den Schichten beträgt etwa das Zweieinhalbfache des Abstandes zwischen den Atomen derselben Schicht. Daher lassen sich die Schichten recht leicht gegeneinander verschieben.

8.11 Durchblick Zusammenfassung und Übung (S. 237 / 238)

A1 a) und b)

kein Dipol Dipol Dipol Dipol

A2 steigende Elektronegativität

a) Na Al H S O Fb) Mg H C Br Cl O

A3

A4 Leitfähigkeit: Im Diamant befinden sich alle Außenelektronen der Kohlenstoff-Atome in Elektronenpaarbindungen und sind daher nicht über die Bindung hinaus beweglich. Im Graphit sind nur je 3 Außenelektronen der Kohlenstoff-Atome an Elektronenpaarbindungen beteiligt, das jeweils vierte Elektron ist über die ganze Schicht beweglich. Dies erklärt die gute elektrische Leitfähigkeit von Graphit.Härte: Diamant ist der härteste aller natürlich vorkommenden Stoffe. Die große Härte beruht darauf, dass alle Kohlenstoff-Atome durch Elektronenpaarbindungen mit je vier weiteren Kohlenstoff-Atomen verbunden sind. Im Graphit sind nur die Atome einer Schicht miteinander durch Elektronenpaar-bindungen verbunden. Der Abstand zwischen den Schichten ist relativ groß, es wirken nur geringe Kräfte und die Schichten lassen sich leicht gegeneinander verschieben. Graphit ist daher sehr weich.

A5 An den Stellen hohen Drucks werden Wasserstoffbrücken gelöst und die Gitterstruktur des Eises bricht zusammen. Teile des Gitters können so gegeneinander verschoben werden. Wenn der Druck nachlässt, bildet sich wieder die Eisstruktur.

A6 …, werden die Wasserstoffbrücken, die die Struktur fixieren, gelöst.

A7

Zu den Aufgaben

C

Cl

H

Cl

Cl

d –

d –

d – d + d –

d + N

H

H

H

d + d –

d +

C

F

F

F

F

d –

d –

d – d + d –

d +

SH

Hd+ d–

d+

ðEN: 0 0,4 0,5 0,7 0,9 1,0 1,4 1,9 C—I C—H O—Cl Br—H Cl—H C—O O—H F—H steigende Polarität der Bindung

C O

H

H

ca.120°

ca. 120°



A8 Ausschnitt aus einem Molekülverband in flüssigem Ammoniak:

In der Aufgabe ist von flüssigem Ammoniak die Rede. Es ist nicht so ohne Weiteres einsichtig, dass Wasser eine Siedetemperatur von 100 °C hat, die Siedetemperatur von Ammoniak dagegen bei – 33 °C liegt.Die Molekülstruktur von Ammoniak legt nahe, dass das Ammoniak-Molekül drei Wasserstoffbrücken ausbilden kann. Da die Elektronegativität des Stickstoffatoms nur um 0,5 geringer ist als die des Sauerstoff-Atoms, sollte die N–H-Bindung im Ammoniak-Molekül polar genug sein, starke H-Brücken zu ermöglichen. Das Ammoniak-Molekül bildet eine trigonale Pyramide. Die drei Wasserstoff-Atome tragen jeweils eine kleine positive Partialladung. Der Mittelpunkt dieser drei Partialladungen liegt in der Mitte des von ihnen gebildeten Dreiecks. Dieser Mittelpunkt fällt nicht zusammen mit der Lage der negativen Partialladung am Stickstoff-Atom, das sich an der Spitze der Pyramide befindet. Infolgedessen ist das Ammoniak-Molekül ein Dipol.Allerdings ist das Ammoniak-Molekül nicht in gleicher Weise wie das Wasser-Molekül ein permanen-ter Dipol. Vielmehr hat das freie Ammoniak-Molekül aufgrund der Inversionsschwingung – das Stick- stoff-Atom schwingt ständig zwischen den drei Wasserstoff-Atomen hindurch – im zeitlichen Mittel das Dipolmoment Null. Befindet sich das Ammoniak-Molekül jedoch in einer Umgebung, die ein elektrisches Feld erzeugt, kann die Schwingung unsymmetrisch werden, sodass dann auch im zeitlichen Mittel ein Dipolmoment vorliegen kann, das eine gewisse Verwandtschaft mit einem induzierten Dipolmoment hat.

A9 … über ihre Teilladungen ausrichten und Wasserstoffbrücken bilden. Wenn die Wasser-Mole-küle an die Oberfläche gebunden sind, gibt es noch weitere „Andockstellen“ für andere Wassermole-küle.

A10 Die Drahtschlinge übt auf die unmittelbar darunterliegende Region des Eisblocks einen hohen Druck aus. Unter diesem Druck bricht die voluminöse Gitterstruktur des Eises zusammen. Das Eis schmilzt unter Verringerung des Volumens. Wenn der Druck nachlässt, also unmittelbar über dem Draht, erstarrt das Wasser wieder.

A11 Die Anziehung eines Wasserstrahls durch einen positiv oder negativ geladenen Stab kann man über die unsymmetrische Ladungsverteilung im Wasser-Molekül erklären. Die polaren Wasser-Moleküle sind im Wasserstrahl beweglich. Sie richten sich so aus, dass im einen Fall die negativen Partialladungen zum Glasstab bzw. im anderen Fall die positiven Partialladungen zum Hartgummi-stab zeigen.

N

H

H

H

H

H N

H

H N

H

H

HO

d– HO

d–d+

H

Hd+

Od–

d+

H

H

Od–

d+

H

H

+++++++

–––––––

HO

d– Hd+

HO

d– Hd+


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