1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung Lösungen. Die Vier-Elemente-Lehre und das Ende der Phlogistontheorie

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Autorin: Kerstin Hartmann element_phlogiston

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

Die Vier-Elemente-Lehre und das Ende der Phlogistontheorie

1 Ein Element entspricht einer bestimmten Atomart.

Feuer: Ein Feuer ist eine mögliche Begleiterscheinung einer exothermen Oxidationsreaktion, bei der Energie in Form von Wärme und Licht an die Umgebung abgegeben wird. Feuer ist also kein Element.

Wasser: Wasser ist eine Verbindung, die in Wasserstoff und Sauerstoff zerlegt werden kann. Wasser ist somit kein Element. Wasser besteht aus Wasser-Molekülen, die durch chemische Bindungen von zwei Wasserstoff-Atomen mit einem Sauerstoff-Atom entstehen.

Erde: Ist ein Gemisch aus sehr unterschiedlichen Stoffen. Erde ist somit auch kein Element.

Luft: Die Luft ist ein Gemisch aus verschiedenen elementaren Stoffen, wie z. B. Sauerstoff und Stickstoff, und Verbindungen, wie z. B. Kohlenstoffdioxid und auch Wasserdampf. Auch die Luft ist deshalb nach heutigen Vorstellungen kein Element.

2 Bei der Verbrennung von Eisenwolle an der Waage nimmt die Masse zu, da das Eisen mit dem Sauerstoff aus der Luft reagiert. Dabei entsteht festes Eisenoxid.

3 Bei der Verbrennung von Eisenwolle im geschlossenen System kann keine Massenänderung festgestellt werden, da auch der beteiligte Sauerstoff am Versuchsbeginn mitgewogen wird. LAVOISIER bestätigte das Gesetz von der Erhaltung der Masse mit seinen quantitativen Experimenten. Das Gesetz besagt, dass die Summe der Massen der Edukte stets genauso groß ist wie die Summe der Massen der Produkte.

4 Im offenen System würde die Waage eine geringere Masse anzeigen. Bei der Verbrennung von

Kohlenstoff entsteht Kohlenstoffdioxid, das als Gas entweicht und bei einer Reaktion im offenen System nicht mitgewogen wird. Bei der Verbrennung im geschlossenen System wird die Masse des gebildeten Gases berücksichtigt, es ist keine Änderung der Masse zu beobachten.

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Autor: Paul Gietz

Illustrator: Werner Wildermuth, Würzburg

radioaktivitaet

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

Die natürliche Radioaktivität

1

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Autor: Paul Gietz

halbwertszeit

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

Die Halbwertszeit

1 a) Zeit in s

Anzahl der

radioaktiven Kerne

Anzahl der zerfallenen Kerne

0 10000 0

10 5000 5000

20 2500 7500

30 1250 8750

40 625 9375

50 312 9688

60 156 9844

70 78 9922

80 39 9961

b)

c)

d)

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Autor: Paul Gietz halbwertszeit

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

𝑁(3 s − 6 s) ≈ 8600 − 6800 = 1800 𝑁(13 s − 16 s) ≈ 3900 − 3200 = 700 𝑁(23 s − 26 s) ≈ 2000 − 1700 = 300 𝑁(33 s − 36 s) ≈ 1000 − 800 = 200

Die Zahlenangaben hängen stark von der grafischen Ermittlung der Anzahl der zerfallenden Kerne ab.

2 𝑡 =^𝑇_ln^1/2₂⋅ ln^𝑁_𝑁⁽⁰⁾

(t)=³³_ln₂^a⋅ ln_0,20¹ 𝑡 = 33 a ⋅ 2,32 ≈ 77 a

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Autor: Paul Gietz atombau_pse

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

Atombau und Periodensystem

1 individuelle Lösung

Beispiel 1: Die Atommasse des Phosphor-Atoms beträgt 31,0 u. Damit ist die Nukleonenzahl 31.

Die Ordnungszahl ist 15. Damit ist die Anzahl der Protonen und Elektronen 15. Zur 1. Schale gehören 2 Elektronen, zur 2. Schale 8 Elektronen, zur 3. Schale 5 Elektronen. Phosphor ist ein Element der 3. Periode und der fünften Hauptgruppe. Die Anzahl der Neutronen ergibt sich aus der Differenz der Nukleonenzahl und der Protonenzahl: 31 − 15 = 16.

Beispiel 2: Die Atommasse des Phosphor-Atoms beträgt 30,973761 u. Damit ist die Nukleonenzahl 31.

Die Ordnungszahl ist 15. Damit ist die Anzahl der Protonen und Elektronen 15. Zur 1. Schale gehören 2 Elektronen, zur 2. Schale 8 Elektronen, zur 3. Schale 5 Elektronen. Phosphor ist ein Element der 3. Periode und der fünften Hauptgruppe. Die Anzahl der Neutronen ergibt sich aus der Differenz der Nukleonenzahl und der Protonenzahl: 31 − 15 = 16. Die erste Ionisierungsenergie beträgt 10,48 eV, die Elektronegativität nach Pauling 2,1.

2 0,076 ^• 6 u + 0,0924 ^• 7 u = 0,456 u + 6,468 u = 6,924 u

Das Ergebnis stimmt gut mit der Angabe zur mittleren Atommasse im Periodensystem überein.

Abweichungen rühren im Wesentlichen von den (gerundeten) Angaben für die Massen der Atomkerne her.

3 Die Nebengruppenelemente sind Metalle. Die meisten Metalle können Ionen mehrerer Oxidationsstufen bzw. unterschiedlicher Ionenladungen bilden. Bei den Nebengruppenelementen werden „Innenschalen“

nachträglich aufgefüllt. So wird bei allen auf Calcium folgenden Elementen die 3. Schale aufgefüllt, obwohl bei Kalium und Calcium schon die Besetzung der 4. Schale begonnen hat. Erst wenn die 3. Schale mit 18 Elektronen voll besetzt ist, erfolgt eine weitere Auffüllung der 4. Schale. Auch bei den Elementen der Ordnungszahlen 39 bis 48, 57 bis 80 und bei allen Elementen ab der Ordnungszahl 89 werden jeweils innere Schalen mit Elektronen aufgefüllt.

(Hinweis aus der Perspektive des Orbitalmodels: Bei den Atomen der Hauptgruppen sind die besetzten Orbitale mit der größten Energie s- oder p-Orbitale. Bei den Nebengruppen sind dies die d-Orbitale, bei den Lanthanoiden und den Actinoiden die f-Orbitale.)

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Autorin: Kerstin Hartmann Illustrator: Werner Wildermuth, Würzburg

abspaltung_elektron

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

Abspaltung von Elektronen aus der Atomhülle

1 Ionisierungsenergien:

2 F: Das Element Fluor befindet sich im Periodensystem in der siebten Hauptgruppe und der zweiten Periode. Insgesamt besitzt Fluor neun Elektronen. Um die ersten sieben Elektronen aus der Hülle zu entfernen, benötigt man relativ wenig Energie, für die verbleibenden zwei Elektronen wird mehr Energie benötigt.

Na: Das Element Natrium befindet sich im Periodensystem in der ersten Hauptgruppe und der dritten Periode. Um das erste Elektronen aus der Hülle zu entfernen benötigt man sehr wenig Energie, für die nächsten acht Elektronen etwas mehr und für die verbleibenden zwei Elektronen sehr viel Energie.

Cl: Das Element Chlor befindet sich im Periodensystem in der siebten Hauptgruppe und der dritten Periode. Um die ersten sieben Elektronen aus der Hülle zu entfernen, benötigt man wenig Energie, für die nächsten acht Elektronen etwas mehr und für die verbleibenden zwei Elektronen sehr viel Energie.

Die Energiemenge, die benötigt wird, um die Elektronen einzeln aus der Atomhülle zu entfernen, steigt mit jedem weiteren Elektron an. Dieser Anstieg erfolgt nicht kontinuiertlich, sondern z. T. in Sprüngen. Diese Sprünge korrelieren mit dem Aufbau des Periodensystems.

3 Jedes Atom enthält in seiner Hülle Elektronen. Um die Elektronen aus der Hülle zu entfernen, ist Energie notwendig. Die Energiezunahme für die Entfernung weiterer Elektronen erfolgt stufenförmig. Diese Stufen entsprechen den Perioden im Periodensystem.

4

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Autorin: Gila Wirth ionenbindung

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

Magnesiumcarbonat – alles fest im Griff

1 Comic: Atome geben Elektronen ab oder nehmen sie auf und werden zu Anionen bzw. Kationen. Damit erreichen sie die Edelgaskonfiguration. Dies führt zur Ionenbindung. In diesem Falle handelt es sich um ein Atom der ersten Hauptgruppe, da ein Valenzelektron abgegeben wird und ein Atom aus der siebten Hauptgruppe; Beispiel NaCl

2 Ca + Cl2 → CaCl2 2 Al + 3 F₂ → 2 AlF₃ 2 K + Br2 → 2 KBr

3 Die Abgabe der wenigen Elektronen ist energetisch günstiger als die Aufnahme von Elektronen bis zur Edelgaskonfiguration.

4 Magnesiumcarbonat (MgCO3) besteht aus Magnesium-Ionen (Mg²⁺) und Carbonat-Ionen (CO ). Diese werden durch Ionenbindungen zusammengehalten. Im Carbonat-Ion sind die Atome durch

Elektronenpaarbindungen verbunden.

Magnesiumoxid (MgO) besteht aus Magnesium-Ionen (Mg²⁺) und Oxid-Ionen (O²⁻). Die Anzahl der Kationen ist gleich der Anzahl der Anionen, genauso wie bei Magnesiumcarbonat.

2−

3

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Autorin: Gila Wirth

Illustrator: Alfred Marzell, Schwäbisch Gmünd

atombindung

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

Bindung durch gemeinsame Nutzung von Elektronen

1 Durch die Bildung der Bindung tritt ein Zustand geringerer Energie im Wasserstoff-Molekül im Vergleich zu den beiden Wasserstoff-Atomen ein. Die Elektronenkonfiguration der Atome im Molekül entspricht der Edelgaskonfiguration. Die Abstoßung zwischen den Atomkernen und die Anziehung durch das bindende Elektronenpaar führen zu einem Energieminimum bei einem bestimmten Kernabstand.

2 Individuelle Lösung. Beispiel für eine Lösung:

Chlor-Molekül: Wasser-Molekül:

Ammoniak: Molekül: Methan-Molekül:

3 F2 → Bindungslänge: 142 pm, Bindungsenergie: −159 kJ/mol H2 → Bindungslänge 74 pm, Bindungsenergie: −436 kJ/mol)

Fluor ist ein Element der 2. Periode, seine Elektronen verteilen sich damit auf zwei Schalen. Das Fluor- Atom ist größer als das Wasserstoff-Atom. Die Bindungslänge zwischen den Fluor-Atomen im Fluor- Molekül ist größer als die Bindungslänge der Wasserstoff-Atome in Wasserstoff-Molekül, die Bindungsenergie des Fluor-Moleküls ist kleiner als die Bindungsenergie des Wasserstoff-Moleküls.

(Zwischenübergang b der Einfachheit wegen weggelassen, Fluor-Elektronenpaarbindung in rot) Bildung des Fluor-Moleküls (rot eingezeichnet)

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Autorin: Kerstin Hartmann polare_elektronenpaarbindung

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

Polare Elektronenpaarbindung

1 Die Elektronegativität ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, das gemeinsame Elektronenpaar einer Elektronenpaarbindung anzuziehen. Je größer die Elektronegativität ist, desto desto stärker ist diese Fähigkeit.

Eine polare Atombindung liegt vor, wenn die Elektronegativitätsdifferenz der an einer Elektronenpaar- bindung beteiligten Atome zwischen 0,5 und 1,7 liegt. Werden die Bindungselektronen von den beiden Atomkernen unterschiedlich stark angezogen, kommt es zu einer unsymmetrischen Ladungsverteilung.

Das elektronegativere Atom weist eine negative Partialladung, das weniger elektronegative Atom eine positive Partialladung auf.

Dipole weisen getrennte Ladungsschwerpunkte auf, die durch eine unsymmetrische Verteilung von Partialladungen in einem Molekül entstehen. Dadurch liegt ein permanenter Plus- und ein permanenter Minuspol vor.

2 Man geht folgendermaßen vor:

 Aufstellen der Strukturformel in der Lewis-Schreibweise (Valenzstrichformel) eines Moleküls

 Recherche der Elektronegativitätswerte der einzelnen Atome

 Berechnung der Elektronegativitätsdifferenzen der Atome der Elektronenpaarbindungen

 Bestimmung von Partialladungen

 Ermittlung der räumlichen Struktur des Moleküls

Bei unsymmetrischer Ladungsverteilung liegen Dipole vor, bei symmetrischer Ladungsverteilung ist dies nicht der Fall.

3 CO2: EN (C) = 2,5 und EN (O) = 3,5, ΔEN = 1,0, es liegen polare Bindungen vor, das Molekül ist linear aufgebaut, Ladungsschwerpunkte fallen zusammen, kein Dipol

HCl: EN (H) = 2,1 und EN (Cl) = 3,0, ΔEN = 0,9, es liegt eine polare Bindungen vor, das Molekül ist linear aufgebaut, Ladungsschwerpunkte fallen nicht zusammen, Dipol

NH₃: EN (N) = 3,0 und EN (H) = 2,1, ΔEN = 0,9, es liegen polare Bindungen vor, das Molekül ist pyramidal aufgebaut, Ladungsschwerpunkte fallen nicht zusammen, Dipol

PH3: EN (P) = 2,1 und EN (H) = 2,1, ΔEN = 0, es liegen keine polaren Bindungen vor, das Molekül ist pyramidal aufgebaut, es gibt keine Ladungsschwerpunkte, kein Dipol

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Autorin: Gila Wirth

Illustratoren: Alfred Marzell, Schwäbisch Gmünd; Werner Wildermuth, Würzburg

ionenverbindung

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

Eigenschaften von Ionenverbindungen

1 Calciumoxid hat die Verhältnisformel CaO.

Vergleich: Ca²⁺-Ionen sind größer als Na⁺-Ionen, O²⁻-Ionen sind kleiner als Cl⁻-Ionen aufgrund der unterschiedlichen Anzahl an Schalen. Ca²⁺-Ionen weisen die Edelgas- konfiguration des Argon-Atoms auf, Na⁺-Ionen die von Neon-Atomen. Das Oxid-Ion (O²⁻) hat die Elektronenkonfiguration des Neon-Atoms und das Chlorid-Ion (Cl⁻) die Elektronenkonfiguration des Argon-Atoms. Das bedeutet, dass das Größenverhältnis von Anion und Kation beim Calciumoxid umgekehrt zu dem bei Natriumchlorid ist.

Das Ionenkristallgitter weist die gleiche Symmetrie auf. Die Ionen des Calciumoxids sind zweifach geladen, die Ionen des Natriumchlorids nur einfach.

2 Durch mechanische Krafteinwirkung werden die Gitterebenen verschoben. Dadurch stoßen sich die nun direkt benachbarten gleichen Ladungen gegenseitig ab. Der Kristall zerbricht zu einzelnen Bruchstücken.

Das gilt als spröde.

3

(Hinweis: Die Zeichnungen können auch Teilladungen in Wasser-Molekülen beinhalten.)

4 Einfluss auf die Gitterstruktur der Ionengitter haben sowohl das Anzahlverhältnis von Kationen und Anionen NKation : NAnion als auch das Verhältnis der Ionenradien rKation : rAnion . Das Anzahlverhältnis von Kationen und Anionen ergibt sich aus den Ionenladungen.

Es hängt von der Größe der Ionen ab, wie viele Anionen um ein Kation passen und umgekehrt. Das Radienverhältnis bestimmt damit die Koordinationszahl. Betrachtet wird das Verhältnis von Kationenradius rKation zu Anionenradius rAnion , also das des kleineren Radius zum größeren, sodass sich

Radienverhältnisse rKation : rAnion <1 ergeben. Ist dieses Radienverhältnis klein, so bedeutet dies, dass es sich um ein kleines Kation handelt, das nur von wenigen große Anionen umhüllt sein kann, die

Koordinationszahl ist also klein. Je größer das Kation ist bzw. je kleiner die Anionen sind, je größer also rKation : rAnion ist, desto mehr Anionen passen um ein Kation, die Koordinationszahl wird dementsprechend größer.

Anhand des Radienverhältnisses kann man vorhersagen, welche Packungsstruktur wahrscheinlich ist.

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Autorin: Gila Wirth

oxidationszahl

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

Imaginäre Ladungen – Oxidationszahlen

1, 2

Bei dieser Reaktion finden formale Ladungsübertragungen statt. Es handelt sich um eine Kopplung von Oxidation und Reduktion, also um eine Redoxreaktion. Die Oxidationszahl der Wasserstoff-Atome steigt von 0 auf +I, es liegt damit eine Oxidation vor. Die Oxidationszahl der Sauerstoff-Atome sinkt von 0 auf -II, es liegt damit eine Reduktion vor.

3

Schwefelsäure-Molekül

Ethanol-Molekül Sauerstoffdifluorid-Molekül

Chlor-Molekül

Ammonium-Ion

Nitrat-Ion

Kohlenstoffdioxid-Molekül

4

+II −II 0 0

2 HgO

→

2 Hg + O

2 Redoxreaktion (Oxidationszahlen ändern sich)

+IV−II +I −II +I +III −II +I +V −II

2 NO

2

+ H

2

O

→

H N O

2

+ H N O

3 Redoxreaktion (Redoxdisproportionierung);

ein Stickstoff-Atom wird von +IV zu +V oxidiert, ein Stickstoff-Atom wird von +IV zu +III reduziert.

+VI −II +I −II +I +VI −II

SO

3

+ H

2

O

→

H

2

S O

₄

keine Redoxreaktion (Oxidationszahlen ändern sich nicht) 0 −II +I −I +I −II +I −II

Cl

2

+ 2 OH

⁻

→

Cl

⁻

+ Cl O

⁻

+ H

2

O

Redoxreaktion (Oxidationszahlen ändern sich)

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Autorin: Kerstin Hartmann metalle_halbmetalle

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

Aufbau von Metallen und Halbmetallen

1 In einem Metall liegen positiv geladene Atomrümpfe in einer Gitteranordnung vor. Die Außenelektronen der Metall-Atome werden komplett abgegeben und können sich als Elektronengas frei um die Atomrümpfe bewegen. Die Metallbindung ist eine chemische Bindung, die zwischen den Atomrümpfen und dem Elektronengas vorliegt.

2 Bewegte, gerichtete Ladung stellt einen elektrischen Stromfluss dar. In einem Metall können sich

Elektronen des Elektronengases frei bewegen. Legt man eine Spannung an, bewegen sich die Elektronen vom Ort des Elektronenüberschusses zum Ort des Elektronenmangels.

3 Beim Erwärmen eines Metalles erhöht sich auch die Bewegung der Teilchen. Die positiv geladenen Atomrümpfe schwingen stärker auf ihren Gitterplätzen. Diese Schwingungen erschweren den Elektronfluss.

4 Durch Erhöhung der Temperatur wird Energie in Form von Wärme zugeführt. Dadurch können einzelne Elektronenpaarbindungen aufgebrochen werden. Die frei werdenden Elektronen bewegen sich in Richtung eines Pluspols. Die entstehenden Elektronenlücken („positive Löcher“) werden durch weitere frei werdende Elektronen geschlossen, sodass es zu einer Bewegung von positiven Löchern in Richtung Minuspol kommt. Je höher die Temperatur ist, desto mehr Elektronen werden freigesetzt. Dies bedeutet eine bessere elektrische Leitfähigkeit.

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Autorin: Kerstin Hartmann mod_kohlenstoff

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

Modifikationen des Kohlenstoffs

1 Modifikationen polymorpher Elemente bestehen aus der gleichen Atomart, die räumliche Anordnung der Atome unterscheidet sich aber aufgrund verschiedener Bindungsverhältnisse.

2 Die Härte von Diamant ist durch die tetraedrisch angeordenten Kohlenstoff-Atome, die in einem Diamant- gitter vorliegen, zu erklären. Jedes Kohlenstoff-Atom ist über vier Elektronenpaarbindungen (kovalente Bindungen) mit weiteren Kohlenstoffatomen verbunden. Alle Außenelektronen (Valenzelektronen) werden für diese Elektronenpaarbindungen benötigt, sodass keine elektrische Leitfähigkeit vorliegt.

Im Graphit sind die Kohlenstoff-Atome schichtartig übereinander angeordnet. Die Anziehungskräfte

zwischen den Schichten beruhen auf London-Kräften und sind relativ klein. Die Schichten lassen sich leicht gegeneinander verschieben. Beim Einsatz als Bleistiftmine werden einzelne Schichten abgerieben, diese verbleiben auf dem Papier.

Die elektrische Leitfähigkeit von Graphit ergibt sich daraus, dass die Atome nur drei Elektronenpaar- bindungen eingehen. Das vierte Außenelektron ist nicht an einer Elektronenpaarbindung beteiligt und kann sich über die gesamte Schicht in einem delokalisierten Elektronensystem bewegen. Innerhalb einer Schicht zeigt Graphit durch die Beweglichkeit der Elektronen eine elektrische Leitfähigkeit.

3 Carbon Nanotubes bestehen aus einer Schicht von Kohlenstoff-Atomen, die zu einer Röhre aufgerollt ist.

Innerhalb dieser Schicht sind die Kohlenstoff-Atome jeweils über Elektronenpaarbindungen mit drei

weiteren Kohlenstoff-Atomen verbunden, woraus sich eine wabenartige Sechseckstruktur ergibt. Durch das Aufrollen dieser Schicht zu einer Röhre ergibt sich eine hohe Zugfestigkeit des Materials in Längsrichtung dieser Röhren. Wie beim Graphit kann sich das jeweils vierte Außenelektron über die gesamte Schicht jeder Röhre in einem delokalisierten Elektronensystem bewegen. Es besteht deshalb eine elektrische Leitfähigkeit.

4 Mit Carbon Nanotubes versetzte Verbundstoffe könnten viele nützliche Eigenschaften in sich vereinen.

Leichte, transparente, aber trotzdem elektrisch leitfähige Materialien könnten hergestellt werden, die außerdem eine hohe Zugfestigkeit aufweisen. Viele Anwendungsmöglichkeiten vom Automobilbau bis zum Freizeitbereich sind denkbar.

Die elektrische Leitfähigkeit der Carbon Nanotubes könnte auch zur elektrostatischen Entladung von Materialien eingesetzt werden. Ein mögliches Einsatzgebiet wären stabile Transportfässer für

entflammbare Flüssigkeiten, die gegen eine Entzündung durch elektrostatische Entladungen geschützt wären.

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Autorin: Christina Gimbel

zwischenmol_kraefte

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

Zwischenmolekulare Kräfte – Regeln verstehen und anwenden

1 Stoff Strukturformel bzw.

Halbstrukturformel der Moleküle

Masse in u

Siedetemperatur in °C

zwischenmolekulare Kräfte

Helium He 4 −269 London-Kräfte

Neon Ne 20 −246 London-Kräfte

Argon Ar 40 −233 London-Kräfte

Methan 16 −161 London-Kräfte

Ethan 30 −88 London-Kräfte

Propan 44 −42 London-Kräfte

n-Pentan 72 36 London-Kräfte

2-Methylbutan 72 28 London-Kräfte

2,2-Dimethylpropan 72 10 London-Kräfte

Methanol 32 65 London-Kräfte,

Dipol-Dipol-Kräfte, Wasserstoffbrücken

Methansäure 46 100 London-Kräfte,

Propanal 58 49 London-Kräfte,

Propanon 58 56 London-Kräfte,

Ethanal 44 21 London-Kräfte,

Dipol-Dipol-Kräfte

2 Zugeordnete Stoffe:

Regel 1: Helium, Neon, Argon Regel 2: Methan, Ethan, Propan

Regel 3: n-Pentan, 2-Methyl-butan, 2,2,-Di-methylpropan Regel 4: Propanal, Propanon

Regel 5: Ethan, Methanol, Ethanal, Methansäure

Regel 6: Beispiel 1: Methanol, Methansäure; Beispiel 2: 2,2-Dimethylpropan, 2-Methylbutan, n-Pentan Regel 7: Beispiel 1: Ethanal in Propanon; Beispiel 2: Methanol in Propanon

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Autorin: Gila Wirth

anzieh_moelekuele

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

Anziehung zwischen Molekülen

1 Stoff Summenformel Siedetemperatur in °C Molekülmasse in u

Wasserstoff H2 −253 2

Stickstoff N2 −196 28

Sauerstoff O2 −183 32

Fluor F2 −188 38

Chlor Cl2 −35 71

Methan CH4 −161 16

Ethan C2H6 −88 30

Propan C3H8 −42 44

Fluorwasserstoff HF 19 20

Chlorwasserstoff HCl −85 36,5

Wasser H2O 100 18

Schwefelwasserstoff H2S −60 34

Ammoniak NH3 −33 17

Monophosphan (Phosphorwasserstoff) PH3 −88 34

2 Wasserstoffbrücken (Wasser), London-Kräfte (Methan), Dipol-Dipol-Kräfte (Chlorwasserstoff). Die London- Kräfte und die Dipol-Dipol-Kräfte werden auch als Van-der-Waals-Kräfte zusammengefasst.

3

Umrandete Punkte entsprechen unpolaren Molekülen.

4 Die Siedetemperaturen der Stoffe, deren Moleküle unpolar sind, steigen mit zunehmender Molekülmasse an. Bei den Stoffen mit polaren Molekülen kann man dies nicht genau spezifizieren. Je nach Polarität und zwischenmolekularen Kräften haben sie unterschiedliche Siedetemperaturen. Beispielsweise hat das Wasser-Molekül eine vergleichsweise geringe Molekülmasse, jedoch die höchste Siedetemperatur der in der Tabelle aufgeführten Stoffe. Das beruht auf den starken zwischenmolekularen Kräften durch die Wasserstoffbrücken zwischen den Wasser-Molekülen. Zwischen Fluorwasserstoff-Molekülen wirken stärkere Dipol-Dipol-Kräfte als zwischen Chlorwasserstoff-Molekülen, da die Elektronegativitätsdifferenz der H-F-Bindung größer ist als die Elektronegativitätsdifferenz der H-Cl-Bindung und somit die

Teilladungen stärker ausgeprägt sind. Außerdem liegen zwischen Fluorwasserstoff-Molekülen Wasserstoffbrücken vor.

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Autor: Paul Gietz pse_kammraetsel

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

Kammrätsel zum Thema „Atombau, PSE und chemische Bindung“

Lösungswort

1 D I P O L E

2 I S O T O P E

3 P R O T O N

4 K O O R D I N A T I O N S Z A H L

5 N E U T R O N

6 B I N D U N G S E N E R G I E

7 E L E K T R O N

8 E L E K T R O N E G A T I V I T Ä T

9 E N E R G I E S T U F E

10 G I T T E R T Y P

11 I O N I S I E R U N G

12 O K T E T T

13 N U K L E O N E N

14 E L E M E N T E

Anmerkung:

Umlaute nicht getrennt schreiben (also ä, ö, ü)

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Autor: Paul Gietz periodizitaet

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

Periodizität von Eigenschaften der Elemente

1 Der Atomdurchmesser nimmt innerhalb einer Gruppe von oben nach unten zu, innerhalb einer Periode von links nach rechts ab.

Für die Zunahme der Atomdurchmesser innerhalb einer Gruppe ist die Zunahme der Schalenanzahl verantwortlich, für die Abnahme der Atomdurchmesser innerhalb einer Periode die zunehmende Kernladungszahl. Mit zunehmender Kernladungszahl wirkt auf die Elektronen der Atome eine stärkere Anziehungskraft, dass der Durchmesser der Atome kleiner wird. Mit größerer Entfernung der Elektronen vom Kern nimmt die Anziehung des Kerns auf die Elektronen ab.

2 Die Art und die Größe der Teilladung eines gebundenen Atoms wird durch seine Anziehungskraft auf die Bindungselektronen bestimmt. Diese Anziehung hängt ab von der Ladung des Atomkerns und der Anzahl der Elektronenschalen. Bei gleicher Anzahl von Schalen werden die Außenelektronen und damit auch die Bindungselektronen umso stärker angezogen, je größer die Ladung des Kerns ist.

Mit zunehmender Anzahl der Schalen wird die Anziehung zwischen Kern und Außenelektronen schwächer.

Die Elektronegativität nimmt bei den Elementen einer Periode von links nach rechts zu, in einer Hauptgruppe dagegen von oben nach unten ab [B3].

3 a) Innerhalb der Gruppe der Halogene nimmt die X-X-Bindungslänge zu. Dies liegt daran, dass der Atomdurchmesser innerhalb einer Gruppe von oben nach unten zunimmt. Die Bindungsenergie nimmt innerhalb der Halogene von Chlor zum Iod hin ab. Dies liegt ebenfalls daran, dass der

Atomdurchmesser innerhalb einer Gruppe von oben nach unten zunimmt. Es ist deshalb weniger Energie notwendig, die Moleküle in die Atome zu spalten.

b) Fluor bildet eine Ausnahme, da zur Trennung der Fluor-Moleküle in die Fluor-Atome eine kleinere Bindungsenergie aufgebracht werden muss als z. B. zur Trennung der Chlor-Moleküle in Chlor-Atome.

Die abstoßende Wirkung der nichtbindenden Elektronenpaare der relativ dichten Elektronenwolke des kleinen Fluor-Atoms ist hierfür verantwortlich.

4 Innerhalb der Gruppe der Alkalimetalle nimmt die Ionisierungsenergie von Lithium über Natrium zum Kalium, also von oben nach unten in der Hauptgruppe, ab. Dies gilt auch für die Erdalkalimetalle, die Ionisierungsenergie nimmt von Beryllium über Magnesium zum Calcium hin ab.

Ein Elektron wird vom Kern umso stärker angezogen, je größer dessen positive Ladung ist. Je weiter ein Elektron vom Kern entfernt ist, desto geringer ist der Energieaufwand, um dieses Elektron abzuspalten, da die Anziehung durch den Atomkern mit zunehmender Entfernung schwächer wird.

Innerhalb einer Gruppe nimmt die Entfernung der Außenelektronen vom Kern hin zu, die Anziehung des Atomkerns auf die Außenelektronen nimmt ab, damit nimmt auch die Ionisierungsenergie ab.

Vergleicht man jeweils die Ionisierungsenergie eines Alkalimetalls mit der Ionisierungsenergie eines Erdalkalimetalls der gleichen Periode, also Li/Be, Na/Mg, K/Ca, so nimmt die Ionisierungsenergie zu.

Dies ist auf die zunehmende Ladung des Kerns zurückzuführen. Die Außenelektronen werden dadurch stärker angezogen. Die Ionisierungsenergie nimmt zu.

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Autor: Paul Gietz orbitalmodell

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

Elektronenkonfiguration und Periodensystem im Orbitalmodell

1 Die Nebengruppen befinden sich zwischen der II. und III. Hauptgruppe des Periodensystems.

2 Im Kupfer-Atom liegt folgende Elektronenkonfiguration vor: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰

3 Bei den Atomen der Alkalimetalle ist das äußere Energieniveau mit einem, bei den Atomen der Halogene mit sieben und bei den Atomen der Edelgase mit acht Elektronen besetzt.

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Autor: Paul Gietz orbital_chem_bindung

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

Orbitale und chemische Bindung

1 Das Kohlenstoff-Atom weist die Elektonenkonfiguration 1s² 2s² 2p² auf.

2 Ein Wasserstoff-Atom weist ein einfach besetztes 1s-Orbital auf. Im Wasserstoff-Molekül beruht die Bindung also auf der Überlappung zweier einfach besetzter s-Orbitale. Ein Fluor-Atom weist die Elektronenkonfiguration 1s² 2s² 2p_x² 2p_y² 2p_z¹ auf. Im Fluorwasserstoff-Molekül beruht also die Bindung auf der Überlappung des einfach besetzten 1s-Orbitals des Wasserstoff-Atoms mit dem einfach besetzten 2p_z-Orbital des Fluor-Atoms.

3 Im Methan-Molekül beruhen die vier C-H-Bindungen auf jeweils der Überlappung eines einfach besetzten 1s-Orbitals des Wasserstoff-Atoms mit einem einfach besetzten 2sp³-Hybridorbital des Kohlenstoff-Atoms.

Im Ammoniak-Molekül beruhen die drei N-H-Bindungen auf jeweils der Überlappung eines einfach besetzten 1s-Orbitals des Wasserstoff-Atoms mit einem einfach besetzten 2sp³-Hybridorbital des Stickstoff-Atoms. Ein sp³-Hybridorbital des Stickstoff-Atoms ist doppelt besetzt. Es entspricht dem nichtbindenden Elektronenpaar.

Im Wasser-Molekül beruhen die zwei O-H-Bindungen auf jeweils der Überlappung eines einfach besetzten 1s-Orbitals des Wasserstoff-Atoms mit einem einfach besetzten 2sp³-Hybridorbital des Sauerstoff-Atoms.

Zwei sp³-Hybridorbitale des Sauerstoff-Atoms sind doppelt besetzt. Sie entsprechen den nichtbindenden Elektronenpaaren.

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Autor: Paul Gietz orbital_mehrfachbind

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

Einfach- und Mehrfachbindungen im Orbitalmodell

1 Im Methan-Molekül beruhen die vier C-H-Bindungen auf jeweils der Überlappung eines einfach besetzten 1s-Orbitals des Wasserstoff-Atoms mit einem einfach besetzten 2sp³-Hybridorbital des Kohlenstoff-Atoms.

Im Ethen-Molekül beruht die σ-Bindung zwischen den C-Atomen auf der Überlappung von jeweils einem sp²-Hybridorbital der C-Atome, die π-Bindung kommt durch Überlappung der beiden einfach besetzten p-Orbitale der C-Atome zustande. Die vier Wasserstoff-Atome sind durch Überlappung ihrer 1s-Orbitale mit vier sp²-Hybridorbitalen der beiden C-Atome gebunden.

2 a)

Elektronenkonfiguration des Kohlenstoff-Atoms bei sp-Hybridisierung

b) Im Ethin-Molekül beruht die σ-Bindung zwischen den C-Atomen auf der Überlappung von jeweils einem sp-Hybridorbital der C-Atome, zwei π-Bindungen kommen durch Überlappung von jeweils zwei einfach besetzten p-Orbitalen der C-Atome zustande. Es liegt also eine Dreifachbindung, bestehend aus einer σBindung und zwei π-Bindungen, vor. Die gesamte Elektronenverteilung im Ethin-Molekül ist

rotationssymmetrisch zur Verbindungsachse der Kerne.

Die Bindung der C-Atome mit den beiden Wasserstoff-Atomen beruht auf der Überlappung von jeweils einem sp-Hybridorbital der C-Atome mit einem 1s-Orbital der Wasserstoff-Atome.

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Autor: Paul Gietz orbital_benzol

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

Das Benzol-Molekül im Orbitalmodell

1 Durch rechnerisches Kombinieren („Mischen“) eines s-Orbitals und zweier p-Orbitale des Kohlenstoff- Atoms erhält man drei gleichartige Hybridorbitale. Da ein s- und zwei p-Orbitale gemischt werden, bezeichnet man diese Hybridorbitale als sp²-Hybridorbitale.

2 Für die sechs C-Atome des Benzol-Moleküls wird die sp²-Hybridisierung angenommen. Die drei sp²- Hybridorbitale liegen in einer Ebene und bilden einen Winkel von 120°. Zwei Hybridorbitale eines C-Atoms bilden durch Überlappung mit den Hybridorbitalen der beiden benachbarten C-Atome jeweils eine

σBindung. Eine weitere σBindung kommt durch Kombination mit dem s-Orbital eines H-Atoms zustande.

Damit bilden die sechs C-Atome und die sechs H-Atome das σBindungsgerüst des Benzol-Moleküls [B4].

Die sechs p-Orbitale der C-Atome, die nicht zur Hybridisierung herangezogen werden, stehen senkrecht zur Molekülebene [B5, oben]. Würden diese p-Orbitale paarweise zu π-Bindungen überlappen, so ergäben sich drei C=C-Doppelbindungen, abwechselnd mit C-C-Einfachbindungen. Da jedoch alle C-C-Bindungen im Benzol-Molekül die gleiche Bindungslänge [B1] haben, muss man die π-Bindungen so beschreiben, dass sich alle sechs p-Orbitale zu einem geschlossenen ringförmigen π-Elektronensystem überlappen [B5, unten]. Alle C-C-Bindungen haben den gleichen π-Bindungsanteil und sind damit weder Einfachbin- dungen noch Doppelbindungen [B2]. Da sich die Elektronen der π-Bindungen nicht jeweils einer Bindung zuordnen lassen, sondern über den ganzen Benzol-Ring verteilt sind, spricht man von einem

delokalisierten π-Elektronensystem.

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Autor: Paul Gietz

pse_diagnosebogen

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

Diagnosebogen: Atombau, Periodensystem und chemische Bindung

1 a) Die Masse des Elektrons beträgt 0,0005 u, die Masse des Protons 1,0073 u, die Masse des Neutrons 1,0087 u.

b) Die Masse des Elektrons ist im Vergleich zur Masse eines Protons oder Neutrons sehr klein. Ein Elektron hat nur ca. 1/2000 der Masse eines Protons oder Neutrons. Die Elektronen tragen folglich nur wenig zur Masse eines Atoms bei.

c) Ladungen in Elementarladungen: Elektron −1, Proton +1, Neutron 0.

2 a) Der Kern enthält nahezu die gesamte Masse des Atoms.

b) Die Atomhülle besteht aus Elektronen.

c) Die Neutronen sind im Atomkern enthalten.

3 Die Atome von a) Lithium, Natrium, Kalium weisen alle ein Elektron auf der Außenschale auf. Diese Elemente gehören zur Elementgruppe der Alkalimetalle. Die Atome von b) Neon, Argon und Krypton weisen acht Elektronen in der Außenschale auf. Diese Elemente gehören zur Elementgruppe der Edelgase. Bei den Elementen c) Natrium, Magnesium und Aluminium wird die dritte Schale des Periodensystems mit Elektronen besetzt. Diese Elemente gehören zur 3. Periode.

4 a) Es handelt sich um das Element Kalium. Es hat die Ordnungszahl 19. Die Ordnungszahl stimmt mit der Zahl der Protonen überein. mt(K) = N(Protonen) ^• 1 u + N(Neutronen) ^• 1 u = 19 ^• 1 u + 20 ^• 1 u = 39 u b) Es handelt sich um das Element Schwefel. Die Anzahl der Elektronen entspricht der Anzahl der

Protonen und damit der Ordnungszahl 16. mt(S) = 16 ^• 1 u + 16 ^• 1 u = 32 u 5 Argon-Atom: 1. Schale 2 Elektronen, 2. Schale 8 Elektronen, 3. Schale 8 Elektronen.

6 a) Das Element mit der Ordnungszahl 6 ist Kohlenstoff. Der Atomkern besteht aus sechs Protonen und sechs Neutronen. In der 1. Schale weist das Atom zwei Elektronen und in der 2. Schale vier Elektronen auf.

b) Das Element Phosphor hat die Ordnungszahl 15 und die Atommasse 31,0 u. Der Atomkern besteht damit aus 15 Protonen und 16 Neutronen. Die 15 Elektronen verteilen sich wie folgt auf die Schalen:

1. Schale zwei Elektronen, 2. Schale acht Elektronen, 3. Schale fünf Elektronen.

7

8 Die Bindung H-F ist polar, das Fluor-Atom hat die Elektronegativität 4,0, das Wasserstoff-Atom hat die Elektronegativität 2,1. Es liegt als eine

Elektronegativitätsdifferenz von 1,8 vor.

Die F-F-Bindung ist unpolar. Es sind zwei gleiche Atome, also auch zwei Atome mit gleicher Elektronegativität miteinander verknüpft.

Es liegen drei polare N-H-Bindungen vor. Die Elektronegativitätdifferenz zwischen dem Stickstoff-Atom und dem Wasserstoff-Atom beträgt: 3,0 − 2,1 = 0,9.

Es liegt eine unpolare C-C-Bindung vor. Es sind zwei gleiche Atome, also auch zwei Atome mit gleicher Elektronegativität miteinander verknüpft. Es liegen 6 schwach polare C-H-Bindungen vor. Die Elektronegativitätdifferenz zwischen dem Kohlenstoff-Atom und dem Wasserstoff-Atom beträgt 2,5 − 2,1 = 0,4.

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Autor: Paul Gietz

pse_diagnosebogen

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1 Atombau, Periodensystem der Elemente und chemische Bindung – Lösungen

Es liegen zwei unpolare C-C-Bindungen vor. Es sind hier gleiche Atome, also auch Atome mit gleicher Elektronegativität miteinander verknüpft. Es liegen sechs schwach polare C-H-Bindungen vor. Die Elektronegativitätdifferenz zwischen dem Kohlenstoff-Atom und dem Wasserstoff-Atom beträgt 2,5 − 2,1 = 0,4. Es liegt eine stärker polare C-O-Doppelbindung vor. Die Elektronegativitätdifferenz zwischen dem Sauerstoff-Atom und dem Kohlenstoff-Atom beträgt 3,5 − 2,1 = 1,4.

9 Das Kohlenstoffdioxid-Molekül ist kein Dipol. Es liegen zwar zwei polare C-O-Doppelbindungen vor, allerdings fällt der Schwerpunkt der negativen Teilladungen mit dem Zentrum der positiven Teilladung aufgrund des räumlichen Aufbaus des Moleküls zusammen.

Das Wasser-Molekül ist ein Dipol. Es liegen zwei polare O-H-Bindungen vor. Der Schwerpunkt der positiven Teilladungen fällt allerdings nicht mit dem Zentrum der negativen Teilladung aufgrund des räumlichen Aufbaus des Moleküls zusammen.

Das Tetrachlormethan-Molekül ist kein Dipol. Es liegen zwar vier polare

C-Cl-Bindungen vor, allerdings fällt der Schwerpunkt der negativen Teilladungen mit dem Zentrum der positiven Teilladung aufgrund des räumlichen Aufbaus des Moleküls zusammen.

10 Magnesium gehört zu den Metallen, Sauerstoff zu den Nichtmetallen. Bei der Reaktion eines Metalls mit einem Nichtmetall geben die Atome des Metalls Elektronen ab, die Atome des Nichtmetalls nehmen Elektronen auf, dadurch entstehen positiv und negativ geladene Ionen. Zwischen den entgegengesetzt geladen Ionen wirken elektrostatische Kräfte. Da elektrostatische Kräfte nach allen Richtungen wirken, kann ein Magnesium-Ion mehrere benachbarte Sauerstoff-Ionen anziehen und umgekehrt. Die elektrostatische Anziehung erzeugt also die Bindung zwischen den Ionen, man bezeichnet sie als Ionenbindung. Sie ist der Bindungstyp der Salze.

Bei der Reaktion von Magnesium mit Sauerstoff geben Magnesium-Atome jeweils die beiden Elektronen der Außenschale ab, dadurch werden zweifach positiv geladene Magnesium-Ionen gebildet. Die

Elektronen werden von Sauerstoff-Atomen in die Außenschale übernommen. Es werden damit zweifach negativ geladene Sauerstoff-Ionen gebildet. Zwischen den Sauerstoff-Ionen und Magnesium-Ionen wirken starke elektrostatische Anziehungskräfte.