Molekulare Stoffe und zwischenmolekulare Kräfte

Molecular Substances and Intermolecular Forces

Chemie Klasse 9 17 Aufgaben

MoleküleBindungen

In einem Molekül halten die Atome durch gemeinsame Elektronenpaare zusammen (Atombindung). Entscheidend ist die Unterscheidung zweier Kräfte: die starke Bindung innerhalb des Moleküls gegenüber den schwachen zwischenmolekularen Kräften zwischen den Molekülen. Schmelz- und Siedepunkt molekularer Stoffe hängen von den zwischenmolekularen Kräften ab, nicht von der Atombindung — beim Sieden von Wasser brechen keine O–H-Bindungen, sondern nur Kräfte zwischen den Molekülen (häufige Fehlvorstellung). Lewis-Formeln machen die Bindungen sichtbar; die Atombindung ist neben Ionen- und Metallbindung die dritte Bindungsart und Grundlage für Elektronegativität, Polarität und Wasserstoffbrücken.

Voraussetzungen (2)

Atombau und Periodensystem – Vertiefung

Ermöglicht (4)

Elektronegativität und Polarität von Bindungen

Klasse 9

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Kohlenstoffchemie – Grundlagen

Klasse 10

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Struktur-Eigenschafts-Konzept

Klasse 9

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Wasserstoffbrückenbindung und Anomalie des Wassers

Klasse 9

›

Leicht

Multiple Choice #1 12s ▶ Testen

In welchem dieser Stoffe sind die Atome durch Atombindungen verknüpft?

○ Kaliumbromid, KBr
● Ammoniak, NH₃
○ Natrium, Na

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).

Lückentext #2 12s ▶ Testen

Die Darstellung von Molekülen mit Punkten für Elektronen und Strichen für bindende Elektronenpaare heißt ___-Formel.

✓ Antwort: Lewis

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

Zahleneingabe #3 10s ▶ Testen

Wie viele Valenzelektronen hat ein Kohlenstoffatom? Es steht in der 4. Hauptgruppe.

✓ Antwort: 4

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

Multiple Choice #4 15s ▶ Testen

Welches Molekül ist polar?

● HCl (Chlorwasserstoff)
○ O₂ (Sauerstoff)
○ N₂ (Stickstoff)
○ Cl₂ (Chlor)

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.

Lückentext #5 15s ▶ Testen

Die Fähigkeit eines Atoms, die bindenden Elektronen an sich zu ziehen, heißt ___.

✓ Antwort: Elektronegativität

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.

Mittel

Wahr / Falsch #1 15s ▶ Testen

Im Wassermolekül (H₂O) hat das Sauerstoffatom zwei freie Elektronenpaare.

✓ Wahr

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.

Multiple Choice #2 15s ▶ Testen

Pentan (unverzweigte Kette, C₅H₁₂) und Neopentan (kugelig verzweigt, C₅H₁₂) haben dieselbe Summenformel. Welcher Stoff siedet höher?

○ Neopentan
● Pentan
○ Beide gleich hoch

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.

Zahleneingabe #3 20s ▶ Testen

Wie viele bindende Elektronenpaare enthält ein Stickstoffmolekül (N₂)? Stickstoff hat 5 Valenzelektronen.

✓ Antwort: 3

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.

Lückentext #4 15s ▶ Testen

Eine Bindung zwischen einem stark elektronegativen und einem weniger elektronegativen Atom, bei der die Elektronen ungleich verteilt sind, heißt ___ Bindung.

✓ Antwort: polare

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).

Multiple Choice #5 20s ▶ Testen

Welche zwischenmolekularen Kräfte wirken zwischen unpolaren Molekülen wie N₂ oder CH₄?

● Van-der-Waals-Kräfte (London-Dispersionskräfte)
○ Ionenbindung
○ Wasserstoffbrückenbindungen
○ Metallische Bindung

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.

Wahr / Falsch #6 15s ▶ Testen

Zwischenmolekulare Kräfte sind schwächer als kovalente Bindungen innerhalb eines Moleküls.

✓ Wahr

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.

Sortieren #7 20s ▶ Testen

Ordne die zwischenmolekularen Kräfte nach steigender Stärke: Wasserstoffbrückenbindungen, Van-der-Waals-Kräfte, Dipol-Dipol-Wechselwirkungen.

✓ Antwort: Van-der-Waals-Kräfte, Dipol-Dipol-Wechselwirkungen, Wasserstoffbrückenbindungen

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).

Zahleneingabe #8 15s ▶ Testen

Methan (CH₄) hat einen Siedepunkt von −161 °C, Wasser (H₂O) von 100 °C. Um wie viel Grad Celsius unterscheiden sich die Siedepunkte?

✓ Antwort: 261

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.

Wahr / Falsch #9 15s ▶ Testen

Diamant und Graphit bestehen aus denselben Atomen (Kohlenstoff), haben aber unterschiedliche Eigenschaften.

✓ Wahr

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).

Multiple Choice #10 15s ▶ Testen

Ein kleiner Iod-Kristall (I₂) kommt einmal in Wasser, einmal in Benzin. Was beobachtet man?

● Löst sich kaum in Wasser, gut in Benzin
○ Löst sich gut in Wasser, kaum in Benzin
○ Löst sich in beiden gleich gut

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.

Schwer

Zahleneingabe #1 20s ▶ Testen

Wie viele bindende Elektronenpaare hat ein Molekül Kohlenstoffdioxid (CO₂)? (Tipp: O=C=O, Doppelbindungen zählen)

✓ Antwort: 4

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

Multiple Choice #2 25s ▶ Testen

Warum steigt der Siedepunkt in der Reihe F₂ → Cl₂ → Br₂ → I₂?

● Mit zunehmender Molekülgröße nehmen die Van-der-Waals-Kräfte zu.
○ Die kovalente Bindung wird stärker.
○ Die Elektronegativität nimmt zu.
○ Die Moleküle werden polarer.

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