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Übung — AFB I (Reproduzieren)

Zehn Grundaufgaben von der Bindungsenergie bis zum Dipolmolekül — wer sie sicher löst, hat die ersten Punkte der Arbeit schon.

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Aufgabenblock — AFB I

Zehn Standardaufgaben zum Reproduzieren: Regel kennen, Werte nachschlagen, abzählen oder ausrechnen. Das sind die sicheren Punkte in jeder Arbeit — von der Bindungsenergie über Lewis-Formeln und das EPA-Modell bis zu ΔEN und Dipolen. EN-Werte nach Pauling: H 2,2 · B 2,0 · C 2,6 · N 3,0 · O 3,4 · F 4,0 · Si 1,9 · P 2,2 · S 2,6 · Cl 3,2 · Br 3,0.

A1
Energie-Abstands-Kurve von Fluorwasserstoff
AFB I

Das Diagramm zeigt, wie sich die Energie eines Wasserstoff- und eines Fluoratoms mit ihrem Kernabstand \(r\) ändert. Lies die Bindungsenergie der H–F-Bindung ab.

kJ/mol
Bindungsenergie: Tiefe des Energieminimums, gemessen von der Nulllinie (Atome weit voneinander entfernt). Folge der waagerechten gestrichelten Linie bis zur Energieachse.
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Das Minimum liegt bei −567 kJ/mol, die Bindungsenergie beträgt also 567 kJ/mol. Die senkrechte Linie zeigt die Bindungslänge 92 pm. So viel Energie wird frei, wenn 1 mol HF-Moleküle aus den Atomen entstehen.
100200300r in pm0−56792EkJ/mol
Energie eines H- und eines F-Atoms (bezogen auf 1 mol)
A2
Stickstoffmoleküle spalten
AFB I

Die Dreifachbindung im Stickstoffmolekül \(\mathrm{N_{2}}\) hat die Bindungsenergie 945 kJ/mol. Berechne die Energie, die man zuführen muss, um 3 mol Stickstoffmoleküle vollständig in Atome zu spalten.

kJ
Energie beim Spalten: Stoffmenge mal Bindungsenergie: \(E = 3\text{ mol}\cdot 945\text{ kJ/mol}\).
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\(E = 3\text{ mol}\cdot 945\text{ kJ/mol}\) = 2835 kJ. Diese Energie muss zugeführt werden — beim Spalten einer Bindung wird keine Energie frei.
NNbindend blau · frei orange
Lewis-Formel des Stickstoffmoleküls
A3
Striche im Hydroxylamin
AFB I

Hydroxylamin \(\mathrm{NH_{2}OH}\) wird zur Herstellung von Kunstfasern gebraucht. Im Molekül trägt das N-Atom zwei H-Atome und ist mit dem O-Atom verbunden, das O-Atom trägt das dritte H-Atom. Bestimme die Anzahl der Striche (bindende und freie Elektronenpaare zusammen) in der Lewis-Formel.

Striche zählen: Valenzelektronen aller Atome addieren (N 5, O 6, H je 1) und durch 2 teilen — ein Strich steht für zwei Elektronen.
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\(5 + 6 + 3\cdot 1 = 14\) Valenzelektronen, \(14 : 2\) = 7 Striche: vier bindende (2 × N–H, N–O, O–H), ein freies Paar am N und zwei freie Paare am O.
A4
Freie Elektronenpaare im Chlorcyan
AFB I

Chlorcyan ClCN ist ein giftiges Gas. Im Molekül ist das C-Atom mit dem Cl-Atom über eine Einfachbindung und mit dem N-Atom über eine Dreifachbindung verbunden: Cl–C≡N. Nenne die Anzahl der freien Elektronenpaare in der Lewis-Formel.

Oktett: Jedes Atom ist von vier Strichen umgeben. Zähle für Cl, C und N, wie viele Striche nach den Bindungen noch fehlen.
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Cl: 1 Bindung + 3 freie Paare; C: 1 + 3 Bindungsstriche, kein freies Paar; N: 3 Bindungsstriche + 1 freies Paar. Zusammen 4 freie Paare. Kontrolle: 7 + 4 + 5 = 16 Elektronen = 8 Striche = 4 bindende + 4 freie.
A5
Doppelbindung im Methanimin
AFB I

Methanimin \(\mathrm{CH_{2}NH}\) wurde in Gaswolken zwischen den Sternen nachgewiesen. Das C-Atom trägt zwei H-Atome, das N-Atom ein H-Atom, und C und N sind miteinander verbunden. Ermittle die Anzahl der Striche zwischen dem C- und dem N-Atom.

Vorgehen: 12 Valenzelektronen = 6 Striche. Erst das Gerüst mit Einfachbindungen (4 Striche), dann den Rest verteilen und jedes Atom prüfen. Fehlt einem Atom etwas, wird ein freies Paar des Nachbarn bindend.
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Gerüst: 2 × C–H, N–H, C–N = 4 Striche, 2 bleiben übrig. Als freie Paare am N hätte C nur 6 Elektronen — also wird ein Paar bindend: H₂C=N–H mit einem freien Paar am N. Zwischen C und N liegen 2 Striche (Doppelbindung).
A6
Winkel im Bortribromid
AFB I

Im Bortribromid \(\mathrm{BBr_{3}}\) ist das B-Atom über drei Einfachbindungen mit den Br-Atomen verbunden und trägt kein freies Elektronenpaar. Gib den Bindungswinkel Br–B–Br nach dem EPA-Modell an.

°
EPA-Modell: 2 Wolken → linear, 180°; 3 Wolken → trigonal-planar, 120°; 4 Wolken → tetraedrisch, 109,5°.
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Drei Elektronenpaarwolken, kein freies Paar → trigonal-planar mit 120°. Wie beim BF₃ hat das B-Atom nur 6 Elektronen um sich — eine Ausnahme von der Oktettregel.
A7
Gestalt von Phosphortrifluorid
AFB I

Im Phosphortrifluorid \(\mathrm{PF_{3}}\) trägt das P-Atom drei Bindungen zu F-Atomen und ein freies Elektronenpaar. Ordne dem Molekül die passende Gestalt aus der Abbildung zu und gib die Nummer der Skizze ein.

Gestalt: 4 Wolken, davon 1 freies Paar. Die Gestalt beschreibt nur die Lage der Atome — das freie Paar ist „unsichtbar“.
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Die vier Wolken stehen tetraedrisch; ohne das freie Paar bilden die Atome eine dreiseitige Pyramide mit P an der Spitze: trigonal-pyramidal, Skizze 4 — gebaut wie NH₃.
12345
Fünf Molekülgestalten, freie Paare nicht gezeichnet
A8
Elektronegativität in der 3. Periode
AFB I

Die Abbildung zeigt die Elektronegativitäten der Elemente der 3. Periode. Werte die Reihe aus: Um wie viel steigt die EN vom Natrium bis zum Chlor?

Differenz: größerer minus kleinerer Wert, also EN(Cl) − EN(Na).
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3,2 − 0,9 = 2,3. In der Periode bleibt die Zahl der Schalen gleich, die Kernladung wächst — deshalb steigt die EN nach rechts. Argon hat als Edelgas keinen EN-Wert.
Na0,9Mg1,3Al1,6Si1,9P2,2S2,6Cl3,2Ar—3. Periode — EN nach PaulingKernladung wächst →
EN-Werte der 3. Periode
A9
Ist die Si–H-Bindung polar?
AFB I

Jonas behauptet: „Die Si–H-Bindung im Silan \(\mathrm{SiH_{4}}\) ist polar, weil Silicium und Wasserstoff verschiedene Elemente sind.“ Überprüfe die Behauptung mit der Faustregel. Gib dazu ΔEN der Si–H-Bindung ein.

ΔEN: größere EN minus kleinere EN; EN(H) = 2,2, EN(Si) = 1,9. Faustregel: unter 0,5 unpolar.
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ΔEN = 2,2 − 1,9 = 0,3 < 0,5: Die Bindung ist nahezu unpolar, Jonas irrt. Verschiedene Elemente allein machen eine Bindung noch nicht polar. Übrigens zieht hier das H-Atom stärker am Elektronenpaar.
1,52,02,5SiHAusschnitt der EN-Skala
EN-Skala mit Silicium und Wasserstoff
A10
Dipole zählen
AFB I

Ordne die fünf Moleküle \(\mathrm{CBr_{4}}\), \(\mathrm{SF_{2}}\), \(\mathrm{BBr_{3}}\), \(\mathrm{O_{2}}\) und \(\mathrm{ClF}\) ein: Dipolmolekül oder nicht? Gib die Anzahl der Dipolmoleküle an. Im \(\mathrm{SF_{2}}\) trägt das S-Atom zwei freie Elektronenpaare.

Zwei Fragen: Gibt es polare Bindungen (ΔEN ab 0,5)? Und ist die Form unsymmetrisch, sodass die Ladungsschwerpunkte getrennt liegen?
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Dipole: SF₂ (S–F: ΔEN 1,4; gewinkelt durch zwei freie Paare) und ClF (ΔEN 0,8; zwei verschiedene Atome). Keine Dipole: CBr₄ (ΔEN 0,4, Tetraeder aus gleichen Partnern), BBr₃ (polar, aber trigonal-planar und symmetrisch), O₂ (ΔEN 0). Also 2 Dipolmoleküle.