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Übungsaufgaben
Zehn interaktive Übungen von AFB I bis AFB III: ΔEN berechnen, Teilladungen zuordnen, Bindungen einordnen. Halte ein Periodensystem mit EN-Werten bereit; gestufte Tipps helfen weiter.
A1
Stimmt das?
AFB IFünf Aussagen zur polaren Atombindung — entscheide jeweils.
5 Aussagen nacheinander: Entscheide jeweils „Stimmt“ oder „Stimmt nicht“. Nach einer falschen Einschätzung startest du mit „Neue Runde“ neu.
Teilladungen entstehen nur durch Verschieben des Elektronenpaars — es kommen keine Elektronen hinzu und keine gehen verloren.
A2
Bindung und ΔEN
AFB IVerbinde jede Bindung mit ihrer Elektronegativitätsdifferenz.
Klicke links einen Eintrag an und dann rechts den passenden — es entsteht eine Verbindungslinie. Mit der Tastatur: Enter zum Auswählen, ↑/↓ zum Wandern.
N–H: 3,0 − 2,2 = 0,8 · O–H: 3,4 − 2,2 = 1,2 · C–Cl: 3,2 − 2,6 = 0,6 · C–H: 2,6 − 2,2 = 0,4 · H–F: 4,0 − 2,2 = 1,8 · Si–O: 3,4 − 1,9 = 1,5.
Ansatz: Schlage beide EN-Werte nach und rechne „größer minus kleiner“.
Lösungsweg: Werte: H 2,2 · C 2,6 · N 3,0 · O 3,4 · F 4,0 · Si 1,9 · Cl 3,2.
A3
Unpolar, polar oder ionisch?
AFB IOrdne die Bindungen nach der Faustregel ein: ΔEN unter 0,5 unpolar, 0,5 bis 1,7 polar, über 1,7 ionisch.
Ziehe jede Karte in den passenden Korb — oder wähle sie mit Enter aus und drücke dann die Ziffer des Korbs (0 legt sie zurück).
1unpolar
2polar
3ionisch
N≡N und P–H: ΔEN = 0; C–H: 0,4. O–H 1,2 · C–Cl 0,6 · N–H 0,8. K–Cl: 3,2 − 0,8 = 2,4 und Ca–O: 3,4 − 1,0 = 2,4 — dort liegen Ionen vor.
Ansatz: Berechne für jede Bindung ΔEN und vergleiche mit 0,5 und 1,7.
Lösungsweg: Metall + Nichtmetall mit großem Unterschied → ionisch.
A4
Wo sitzt δ+ am Wasserstoff?
AFB IIIn welchen Bindungen trägt das Wasserstoffatom die Teilladung δ+?
Mehrere Antworten sind richtig. Markiere alle zutreffenden und klicke dann auf „Prüfen“.
δ+ am H nur, wenn der Partner eine größere EN als 2,2 hat: O, N, Cl. Bei Si (1,9) und B (2,0) zieht der Wasserstoff stärker und trägt δ−. P–H ist unpolar (beide 2,2).
Ansatz: Vergleiche die EN des Partners mit der EN von Wasserstoff (2,2).
Lösungsweg: Nur Partner mit EN größer als 2,2 machen den Wasserstoff positiv.
A5
Rechenkette: Tetrafluormethan
AFB IITetrafluormethan CF₄ ist ein Gas, das beim Ätzen von Computerchips verwendet wird. Vergleiche es mit Methan CH₄.
Rechne die Kette Schritt für Schritt: Erst wenn ein Schritt stimmt, wird der nächste freigeschaltet. Enter prüft.
- ΔEN der C–F-Bindung
- Zahl der polaren Bindungen im CF₄-Molekül
- Zahl der freien Elektronenpaare im CF₄-Molekül
- ΔEN der C–H-Bindung im Methan
- Wievielmal so groß ist ΔEN(C–F) wie ΔEN(C–H)?
C–F: 4,0 − 2,6 = 1,4 (polar), vier gleiche Bindungen, jedes F trägt drei freie Paare: 12. C–H: 0,4, also fast unpolar. 1,4 : 0,4 = 3,5. Im CF₄ trägt C die Teilladung δ+, im CH₄ dagegen (schwach) δ−.
Ansatz: EN-Werte: C 2,6 · F 4,0 · H 2,2. Jedes Fluoratom erreicht das Oktett mit drei freien Paaren.
Lösungsweg: 1,4 und 0,4 teilen.
A6
Von unpolar nach sehr polar
AFB IIOrdne die Bindungen nach steigender Polarität — die unpolarste oben.
Bringe die Karten in die richtige Reihenfolge — mit der Tastatur: ↑/↓ verschiebt, Shift+↑/↓ wechselt nur den Fokus.
1Cl–Cl
2C–N
3S–Cl
4H–Br
5C–F
6Al–Cl
Cl–Cl 0 · C–N 0,4 · S–Cl 0,6 · H–Br 0,8 · C–F 1,4 · Al–Cl 1,6. Aluminiumchlorid liegt knapp unter 1,7 — ein Grenzfall zwischen polarer Atom- und Ionenbindung.
Ansatz: Berechne ΔEN für jede Bindung.
Lösungsweg: Werte: C 2,6 · N 3,0 · S 2,6 · Cl 3,2 · H 2,2 · Br 3,0 · F 4,0 · Al 1,6.
A7
Fehlersuche in der Hausaufgabe
AFB IITim hat Teilladungen bestimmt. Drei Zeilen sind falsch.
In diesem Text stecken Fehler. Klicke genau die falschen Zeilen an — die richtigen musst du stehen lassen.
Teilladungen folgen immer der EN: δ− beim elektronegativeren Atom. Zwischen gleichen Atomen gibt es keine.
A8
Trickaufgabe: Kohlenstoff einmal negativ
AFB IIIIn welchen Bindungen trägt das Kohlenstoffatom die Teilladung δ−?
Mehrere Antworten sind richtig. Markiere alle zutreffenden und klicke dann auf „Prüfen“.
Kohlenstoff (2,6) ist elektronegativer als H (2,2), Si (1,9) und Mg (1,3) — dort zieht er das Paar zu sich und trägt δ−. Gegen N und Cl verliert er (δ+). C–S ist unpolar: beide 2,6.
Ansatz: Kohlenstoff ist nicht „immer positiv“. Vergleiche 2,6 mit dem Partner.
Lösungsweg: Partner mit EN kleiner als 2,6: H, Si, Mg.
A9
Mix: Ammoniak von Lewis bis δ
AFB IIIVerknüpfe Lewis-Formel (1.1.2), EPA-Modell (1.2.1) und Polarität am Beispiel Ammoniak NH₃.
Spiele den Ablauf Schritt für Schritt durch: Was passiert als Nächstes? Nur die richtige Karte bringt dich weiter.
Ammoniak hat drei polare N–H-Bindungen, die alle zum Stickstoff zeigen. Ob das ganze Molekül dadurch einen Plus- und einen Minuspol bekommt, klärt 1.3.3.
Ansatz: Zähle die Valenzelektronen von N und denke an das Oktett.
Lösungsweg: N: 5 Valenzelektronen → 3 Bindungen + 1 freies Paar; EN(N) = 3,0, EN(H) = 2,2.
A10
Wie weit wandert das Elektronenpaar?
AFB IIISchätze für jede Bindung ein, wie stark das Elektronenpaar verschoben ist.
Stufen: 1 = ΔEN 0 (gar nicht), 2 = ΔEN 0,1 bis 0,4 (kaum), 3 = ΔEN 0,5 bis 1,0 (deutlich), 4 = ΔEN 1,1 bis 1,7 (stark), 5 = über 1,7 (Elektron ganz übergegangen). Mit der Tastatur: Tab zur Zeile, ←/→ zwischen den Stufen, Enter setzt.
1 = gar nicht5 = ganz übergegangen
P–P im weißen Phosphor
N–Cl
I–Cl
Si–Cl
Mg–F
P–P 0 · N–Cl 3,2 − 3,0 = 0,2 · I–Cl 3,2 − 2,7 = 0,5 · Si–Cl 3,2 − 1,9 = 1,3 · Mg–F 4,0 − 1,3 = 2,7: Magnesiumfluorid ist ein Salz aus Mg²⁺- und F⁻-Ionen.
Ansatz: Berechne ΔEN und ordne der Stufe zu.
Lösungsweg: Werte: P 2,2 · N 3,0 · Cl 3,2 · I 2,7 · Si 1,9 · Mg 1,3 · F 4,0.