6. Bindungslehre
6.1 Wie verbinden sich Atome?
1. Nennen Sie die drei wichtigen Bindungstypen und die zwei wichtigen Typen von Atomverbänden.
6.2 Atomgrösse und Elektronegativität
1. Bestimmen Sie für Na bis Ar den detaillierten Aufbau der Atomrümpfe (alle Elementarteilchen in Kern und Schalen) und geben Sie die Ladungen der Atomrümpfe an.
2. Wie lässt sich aus der Lage im PSE auf die Anzahl Valenzelektronen schliessen?
3. Geben Sie bei folgenden Paaren an, welches Atom seine Valenzelektronen schwächer anzieht und begründen Sie:
a) Mg & Ba b) Cl & Al c) K & F
4. Wie verhält sich die Elektronegativität innerhalb der Erdalkalimetalle? Erklären Sie dieses Verhalten.
5. Worin unterscheidet sich ein Metallatom von einem Nichtmetallatom?
6. Zeichnen Sie mit der Lewis-Schreibweise die Verteilung der Valenzelektronen in den Elektronen- wolken folgender Nichtmetalle.
H, C, O, Cl, N, He, S, B 7. Lösen Sie folgende Aufgaben im Buch:
Ü3 (S. 103), Ü14 (S. 104) / A17, A18, A19 (S. 102)
6.3 Metallbindung
1. Nennen Sie fünf charakteristische Eigenschaften von metallischen Stoffen.
2. Wie halten die Metallatome in Metallen zusammen?
3. Erklären Sie, weshalb in Metallen ein Elektronengas vorhanden ist.
4. Lösen sie folgende Aufgaben im Buch (S. 131-132): A2, A3, Ü1, Ü2 5. Ein Metall besitzt das rechts dargestellte Metallgitter. Weisen Sie anhand
des Gitters nach, ob es sich um eine dichteste Kugelpackung handelt, oder nicht. Gehen Sie von den Kugeln 1a oder 1b aus.
6. Quecksilber und Silber werden zusammen verschmolzen, so dass ein einheitlicher Stoff entsteht.
Wobei handelt es sich dabei?
7. Nennen Sie 3 Gründe, warum man in einigen Fällen Legierungen elementaren Metallen bevorzugt.
1a
1b
6.4 Ionenbindung
1. Nennen sie die vier charakteristischen Merkmale von Salzen.
2. Welche Ionen entstehen aus folgenden Elementarstoffen (Bsp.: Na• à Na+):
Calcium, Fluor F2, Kalium, Aluminium, Sauerstoff O2, Xenon, Stickstoff N2. 3. Formulieren sie die vollständigen Reaktionsgleichungen folgender Reaktionen:
Magnesium und Brom (Br2), Kalium und Sauerstoff (O2), Lithium und Iod (I2), Aluminium und Schwefel (S), Natrium und Stickstoff (N2)
4. Schauen Sie sich die Namen folgender Salze an: Natriumchlorid (NaCl), Magnesiumfluorid (MgF2), Lithiumoxid (Li2O), Aluminiumnitrid (AlN), Calciumsulfid (CaS). Leiten sie aus diesen Beispielen eine Regel für die Benennung von Salzen ab. Benennen Sie damit die Salze aus Aufgabe 3.
5. Erklären sie die Unterschiede in folgenden Beobachtungen:
a) Bei der Bildung von Natriumchlorid wird 780 kJ/mol Energie und bei Magnesiumchlorid 2501 kJ/mol frei.
b) Bei der Bildung von Lithiumfluorid wird 1039 kJ/mol Energie und bei Rubidiumfluorid 780 kJ/mol frei.
6. Weshalb sind Salze spröde?
7. Destilliertes Wasser hat eine tiefere elektrische Leitfähigkeit als Meerwasser. Erklären sie den Unterschied.
8. Schlagen sie einen Versuch vor, um aus Kaliumchlorid metallisches Kalium zu gewinnen.
6.5 Elektronenpaarbindung
1. Zwei zuerst weit voneinander entfernte Fluor-Atome (F) werden einander angenähert. Zeichnen Sie ein Energie-(y-Achse) Abstand-(x-Achse) Diagramm.
a) Woran lässt sich erkennen, dass eine Elektronenpaarbindung entstanden ist?
b) Zeichen Sie die Bindungsenergie und den Bindungsabstand im Diagramm ein.
2. Zeichnen sie zu folgenden Summenformeln alle möglichen Strukturformeln und kontrollieren sie die Richtigkeit mit der Edelgasregel:
CH4, H2O, HNO, HCN, C2H2, C2H4, C2H4Cl2, C2H6O, C4H10 3. Welche der folgenden Strukturformeln entsprechen den Regeln, welche nicht?
6.6 Räumlicher Bau von Molekülen
1. Beschreiben sie das Aussehen / die Geometrie folgender Moleküle: CH4, HCN, C2H4, CH3OH.
Gehen Sie wie folgt vor:
a) Heben Sie alle Zentralatome (Atome mit mehr als einem Bindungspartner) hervor
b) Bestimmen Sie die Anzahl bindender und nicht-bindender Elektronenpaare um die Zentralatome c) Leiten Sie daraus die räumliche Anordnung der Elektronenwolken und Bindungswinkel gemäss EPA-Modell ab
d) Bestimmen Sie die Anzahl Bindungspartner um jedes Zentralatom e) Benennen Sie die Molekülgeometrie (-struktur) bei jedem Zentralatom f) Vergleichen Sie ihre Ergebnisse mit dem Molekülbaukasten.
2. Luftschadstoffe mit „exotischen“ Molekülen. Versuchen Sie die Strukturformeln folgender Schadstoffe zu zeichnen: Kohlenstoffmonoxid (CO), Ozon (O3), Stickstoffdioxid (NO2)
3. Erklären Sie mit dem EPA-Modell weshalb H2O eine gewinkelte, CO2 eine lineare Form besitzt.
4. Zeichne Sie die Keil-Strichformeln folgender Moleküle: CH2Cl2, PH3.
6.7 Polare Bindungen
1. Folgende Formeln sind gegeben:
HCN CBr4 ClCN KCl CH2Cl2
a) Betrachten Sie die Formeln gut und überlegen Sie sich, welche Bindungstypen in diesen Verbindungen vorkommen. Welche Formeln kennzeichnen Moleküle, welche nicht?
b) Zeichnen sie die Strukturformel aller Moleküle.
c) Bestimmen sie die EN aller Atome in jedem Molekül.
d) Berechnen sie ΔEN aller im Molekül vorhandenen Bindungen.
e) Bestimmen sie die Polarität jeder Bindung in den Molekülen.
f) Tragen sie wo möglich die Partialladungen ein.
2. Welche der fünf Verbindungen in Aufgabe 1 besitzen einen permanenten Dipol?
Übersicht
Metallbindung Ionenbindung Elektronenpaarbindung Atomart der
Bindungspartner Metall-Metall Ablauf bei der Bildung
der Bindung aus einzelnen Atomen
Valenzschalen über- lagern sich, Elektronen
frei beweglich Charakteristische
Merkmale der Bindung
Ionen, hohe Gitterenergie,
Ionengitter
7. Zwischenmolekulare Kräfte 7.2 Van der Waals Kräfte
1. Entnehmen Sie die Siedepunkte der Edelgase aus Abb. 24, S. 116. Gibt es einen Zusammenhang zum Atombau?
Atombau Edelgas Siedepunkt
[°C]
2. Lesen Sie im Buch S. 116 den Abschnitt "Van der Waals Kräfte"
Van der Waals Kräfte Merke:
- Van der Waals Kräfte entstehen zwischen ……… und
………
- Van der Waals Kräfte sind umso stärker à je mehr ……….
à je grösser ……….
3. Ordnen sie folgende Moleküle nach aufsteigendem Siedepunkt und begründen sie:
a) CH3(CH2)4CH3, CH3(CH2)5CH3, CH3(CH2)3CH3 b) CH3(CH2)3CH3, C(CH3)4, CH3CHCH3CH2CH3 c) Cl2, CH3(CH2)3CH3, Ar
7.3 Dipolwechselwirkungen
Dipol Wechselwirkungen Merke:
- Dipol Wechselwirkungen wirken zwischen ………..
- Die Stärke der Dipol-Kräfte hängt ab: à ………
à ………
1. In welchen der folgenden Stoffe wirken zwischen den Molekülen Dipol-Wechselwirkungen?
2. Berechnen sie die Molekülmassen folgender Stoffe und interpretieren sie die Siedepunkte Stoff Molekülmasse
(u)
Siedepunkt (°C)
Wechselwirkungen
Cl2 -34.6
SCl2 59.0
PCl3 75.5
SiCl4 57.6
7.4 Wasserstoffbrücken
1.
Wasserstoffbrücken (H-Brücken) Merke:
- H-Brücken wirken zwischen ………
- H-Brücken sind ………..
2. Zeichnen Sie die Wasserstoffbrücken ein:
3. Um welchen Faktor unterscheidet sich die Energie einer Wasserstoffbrücke von einer H-H- Bindung? Recherchieren Sie dazu im Buch S. 109 (Bindungsenergie).
4. Lösen Sie im Buch S.118 die Übungen A12, A13, A 15 und A17.
5. Vergleichen Sie die Stärke und die Wirkung von Van der Waals Kräften, Dipol-Wechselwirkungen und H-Brücken miteinander.
H H
H
H H
H H
H
H
H H
H
N N
N
N
H F H F
O O
H O H
H H H
H
8. Kohlenwasserstoffe 8.2 Alkane
1. Füllen sie folgende Tabelle aus
C-Atome Summenformel Name Strukturformel Skelettformel
Hexan C4H10
8
Methan
2. Zeichnen Sie alle möglichen Strukturformeln zur Summenformel C6H14. 3. Benennen Sie Isobutan (Abb. 23 rechts, S. 294) nach IUPAC-Nomenklatur
4. Zeichnen sie die Skelettformeln von 2,2-Dimethylbutan und 4-Ethyl-2,5-dimethylheptan
5. Schauen sie sich die Gefahrensymbole auf der Seite 444 ihres Buches an. Mit welchem Symbol würden sie flüssige Alkane kennzeichnen. Welches Symbol wäre bei luftvermischten
Alkandämpfen angebracht?
6. In einer Campinggasflasche befindet sich Butangas. Wenn man die Flasche schüttelt, so hört man das Plätschern einer Flüssigkeit. Erklären Sie, weshalb Butan in der Flasche flüssig ist.
8.4 Energie aus Treibstoffen
1. Lesen Sie das Kap. 10.5 im Buch S. 168 – 169 (inkl. Abb. 17 und 18).
Hinweis: Bindungsenergie (=enthalpie) von C=O in CO2 beträgt 803kJ/mol (Anm. Tabellenende!) 2. In Campinggaskochern verwendet man statt Methan häufig Propan.
a) Zeichnen Sie die Strukturformel von Propan auf, geben Sie die vollständige Reaktionsgleichung der Verbrennung von Propan an.
b) Berechnen Sie die molare Reaktionswärme mit der Tabelle im Buch (Abb. 17, S. 169).
Beachten Sie, dass die Doppelbindung C=O in CO2 eine Bindungsenergie von 803kJ/mol besitzt.
c) Wo ist mehr Energie gespeichert: in einem Liter Methangas oder Propangas?
3. a) Lesen sie im Buch S. 303 die Abschnitte "Die Verbrennung im Otto-Motor) und "Octanzahl".
Hinweis: gebräuchliche Benzinzusätze: Bleitetraethyl (Pb(C2H5)2), Benzol und tert. Butylmethyl- ether)
b) Was bedeutet an der Tankstelle die Bezeichnung „Super Bleifrei 98“
8.5 Alkene und Alkine
1. Lesen Sie im Buch S. 309 „Homologe Reihe der Alkene“ & „Cycloalkene“ und S. 317 den Abschnitt
„Polyene“
2. Tragen sie in folgender Tabelle die systematischen IUPAC-Namen für die Verbindungen ein:
3. Zeichnen sie die Skelettformel folgender Moleküle:
2,3-Dimethyl-but-2-en, 4-Methyl-2-pentin, Octa-3,6-dien-1-in
4. Bestimmen sie die E/Z-Konfigurationen der vier letzten Beispiele auf dem zusätzlichen Übungsblatt zum IUPAC-Nomenklaturspiel
5. Lesen sie den Abschnitt „Polymerisation“ im Buch S. 312-313.
a) Nennen sie die drei Stufen der Polymerisation (Abb 67, S. 313).
b) Der so genannte Kettenabbruch wird als Endstufe bezeichnet. Welche Vorgänge führen zum Abbruch der Polymerisation?
6. Lesen sie im Buch S. 314 das Kap. 15.15. Nennen Sie die drei wichtigen Stoffeigenschaften, nach denen sich Kunststoffe einteilen lassen.
7. Zeichnen sie das Produkt auf, das bei der Polymerisation von drei (1-)Buten-Monomeren entsteht (siehe Abb. 63, S.312)
8. Lesen Sie im Buch S. 306 das Kap. 15.10 „Exkurs: Halogenalkane“
a) Halogenalkane (und auch andere organische Halogenverbindungen) sind oder waren als Alltagsstoffe weit verbreitet. Welche Nutzen bringen sie?
b) Der Einsatz vieler Halogenalkane ist heute streng reguliert. Welche Gefahren bergen sie?
