Molekulare Stoffe und zwischenmolekulare Kräfte

Erklärung: Eine Atombindung entsteht, wenn sich zwei Nichtmetallatome Elektronenpaare teilen – so wie N und H im Ammoniak-Molekül. Kaliumbromid besteht aus Metall und Nichtmetall: K gibt ein Elektron an Br ab, es bilden sich Ionen (Ionenbindung), auch wenn die Formel wie ein Molekül aussieht. Natrium ist ein Metall, seine Atome halten über das Elektronengas zusammen (Metallbindung).

Erklärung: Lewis-Formeln (Elektronenstrichformeln) zeigen alle Valenzelektronen eines Moleküls. Bindende Elektronenpaare werden als Striche zwischen den Atomen dargestellt, freie Elektronenpaare als Punktepaare.

Erklärung: Richtig! Sauerstoff hat 6 Valenzelektronen. Zwei davon bilden je ein bindendes Paar mit den H-Atomen. Die restlichen 4 Elektronen bilden zwei freie (nichtbindende) Elektronenpaare am Sauerstoff.

Erklärung: Pentan siedet bei 36 °C, Neopentan schon bei 9,5 °C – obwohl beide Moleküle gleich schwer sind. Zwischen unpolaren Molekülen wirken nur Van-der-Waals-Kräfte, und die sind umso stärker, je größer die Berührungsfläche ist. Lange, gestreckte Ketten liegen eng aneinander, kugelige Moleküle berühren sich nur an wenigen Stellen. Dieselbe Formel heißt also nicht dieselbe Siedetemperatur.

Erklärung: Jedes N-Atom braucht 3 weitere Elektronen für die Edelgaskonfiguration. Zwei N-Atome teilen sich 3 Elektronenpaare (Dreifachbindung): N≡N. Jedes Atom behält zusätzlich 1 freies Elektronenpaar.

Erklärung: Bei einer polaren Atombindung sind die bindenden Elektronen zum elektronegativeren Atom hin verschoben. Es entstehen Teilladungen (δ+ und δ−). Beispiel: H−Cl (Cl ist elektronegativer).

Erklärung: Zwischen unpolaren Molekülen wirken nur schwache Van-der-Waals-Kräfte. Diese entstehen durch kurzzeitige, zufällige Ladungsverschiebungen in der Elektronenhülle. Daher haben unpolare Stoffe meist niedrige Siedepunkte.

Erklärung: Richtig! Die kovalenten Bindungen innerhalb eines Moleküls (z. B. O−H in Wasser) sind viel stärker als die Kräfte zwischen den Molekülen (z. B. Wasserstoffbrücken). Beim Sieden werden nur die zwischenmolekularen Kräfte überwunden, nicht die Bindungen.

Erklärung: Kohlenstoff steht in der 4. Hauptgruppe und hat 4 Valenzelektronen. Es kann daher 4 kovalente Bindungen eingehen, z. B. in CH₄ (Methan) vier Einfachbindungen.

Erklärung: Van-der-Waals-Kräfte sind am schwächsten (alle Moleküle), Dipol-Dipol-Kräfte sind stärker (polare Moleküle), Wasserstoffbrücken sind die stärksten zwischenmolekularen Kräfte (H an F, O oder N gebunden).

Erklärung: HCl ist polar, weil Chlor elektronegativer ist als Wasserstoff. Die bindenden Elektronen sind zum Cl verschoben: Hδ⁺−Clδ⁻. Bei O₂, N₂ und Cl₂ sind die Atome gleich, daher kein Dipol.

Erklärung: Die Elektronegativität (EN) ist ein Maß dafür, wie stark ein Atom die Bindungselektronen anzieht. Fluor hat die höchste EN (3,98 nach Pauling). Die EN steigt im PSE nach rechts oben.

Erklärung: Differenz = 100 − (−161) = 100 + 161 = 261 °C. Der riesige Unterschied erklärt sich durch die starken Wasserstoffbrücken im Wasser, während zwischen CH₄-Molekülen nur schwache Van-der-Waals-Kräfte wirken.

Erklärung: Richtig! Diamant und Graphit sind Modifikationen (Allotrope) des Kohlenstoffs. Im Diamant ist jedes C-Atom an 4 andere gebunden (extrem hart). In Graphit bilden die Atome Schichten (weich, leitfähig).

Erklärung: Iod-Moleküle bestehen aus zwei gleichen Atomen, sind also unpolar. „Gleiches löst sich in Gleichem“: Im unpolaren Benzin löst sich Iod gut (violette Lösung), im polaren Wasser kaum (nur schwach bräunlich). Dass ein Feststoff sich „in Wasser auflöst“, ist keine Regel – es kommt auf die Polarität an. Kochsalz verhält sich genau umgekehrt.

Erklärung: In CO₂ bildet Kohlenstoff mit jedem Sauerstoffatom eine Doppelbindung (O=C=O). Jede Doppelbindung besteht aus 2 Elektronenpaaren. Insgesamt: 2 × 2 = 4 bindende Elektronenpaare.

Erklärung: Alle Halogenmoleküle sind unpolar. Die Van-der-Waals-Kräfte nehmen mit der Elektronenzahl und Molekülgröße zu: F₂ (Gas) < Cl₂ (Gas) < Br₂ (Flüssigkeit) < I₂ (Feststoff).