Übung — AFB III (Verallgemeinern und Reflektieren)

Musterlösung: Methan \(\mathrm{CH_4}\) hat vier H-Atome und siedet bei −161,5 °C, Wasser hat nur zwei und siedet bei 100 °C. Ethan \(\mathrm{C_2H_6}\) (6 H-Atome) siedet bei −89 °C, Methanol \(\mathrm{CH_3OH}\) (4 H-Atome) bei 65 °C. Die Behauptung ist also falsch. Eine Wasserstoffbrücke bildet nur ein H-Atom, das an F, O oder N gebunden ist, weil nur dann \(\Delta\mathrm{EN}\) groß genug ist (O–H: 1,24; C–H: 0,35). Außerdem braucht jede Brücke ein freies Elektronenpaar an F, O oder N als Partner. Korrigiert: „Je mehr H-Atome an F, O oder N und je mehr freie Elektronenpaare dort ein Molekül hat, desto mehr Brücken kann es bilden.“

Musterlösung: Die Aussage ist falsch. Würden beim Sieden die Atombindungen gespalten, bräuchte man für 1 mol Wasser etwa \(2 \cdot 460\ \text{kJ} = 920\ \text{kJ}\) — über zwanzigmal mehr als die tatsächlich nötigen 41 kJ. Außerdem entstünden Wasserstoff und Sauerstoff; kondensierter Wasserdampf ist aber wieder Wasser. Beim Sieden werden nur die Wasserstoffbrücken \(\mathrm{O{-}H\cdots O}\) zwischen den Molekülen gelöst (je etwa 20 kJ/mol). Richtig: „Beim Sieden werden die Wasserstoffbrücken zwischen den Wassermolekülen gelöst; die Moleküle bleiben erhalten.“

Musterlösung: Material: hoher Glaszylinder, außen mit Schaumstoff isoliert, zwei Thermometer (eines knapp unter der Oberfläche, eines am Boden), Eiswürfel, Wasser von etwa 15 °C. Durchführung: Zylinder mit Wasser füllen, Eiswürfel oben aufschwimmen lassen, nicht rühren; 30 Minuten lang alle 2 Minuten beide Temperaturen notieren; Temperatur-Zeit-Diagramm zeichnen. Erwartung: Das abgekühlte Wasser sinkt zunächst ab, bis es 4 °C erreicht hat — die Bodentemperatur fällt auf etwa 4 °C und bleibt dort. Oben stellt sich 0 °C ein; Wasser zwischen 0 und 4 °C ist weniger dicht und bleibt oben. Kontrolle: Versuch wiederholen; ohne Isolierung wird die Schichtung durch Wärme von außen gestört.

Musterlösung: Mit den angegebenen Werten: \(E_\text{Lösung} = 788 + (-784) = +4\ \tfrac{\text{kJ}}{\text{mol}}\) (schwach endotherm). Ist die Gitterenergie um 1 % kleiner, also etwa 780 kJ/mol, ergibt sich \(780 + (-784) = -4\ \tfrac{\text{kJ}}{\text{mol}}\) (schwach exotherm). Ein Fehler von nur 8 kJ/mol bei einem Wert von fast 800 kJ/mol dreht das Vorzeichen um. Folgerung: Die Lösungswärme ist die kleine Differenz zweier großer Energien. Liegen beide Beträge dicht beieinander, ist die Vorhersage aus Tabellenwerten unsicher — dann entscheidet der Versuch. Sicher ist die Vorhersage nur, wenn sich die Beträge deutlich unterscheiden, z. B. bei \(\mathrm{CaCl_2}\) \((-81\ \tfrac{\text{kJ}}{\text{mol}})\). Tatsächlich ändert sich die Temperatur beim Lösen von Kochsalz kaum.

Musterlösung: Die Aussage ist in dieser Form falsch. Gegenbeispiele: Kaliumchlorid \((+17\ \tfrac{\text{kJ}}{\text{mol}})\) löst sich gut (34 g in 100 g Wasser), Ammoniumnitrat \((+26\ \tfrac{\text{kJ}}{\text{mol}})\) so gut, dass man damit Kühlkompressen baut. Die fehlende Energie wird der Umgebung als Wärme entzogen — die Lösung kühlt ab. Richtig ist nur ein Teil: Ist die Lösungswärme stark positiv wie bei Silberchlorid \((+65\ \tfrac{\text{kJ}}{\text{mol}})\), löst sich das Salz kaum. Meine Position: Die Lösungswärme sagt zuverlässig, ob die Lösung warm oder kalt wird; über die Löslichkeit gibt sie nur bei großen positiven Werten einen Hinweis. Korrigiert: „Auch Salze mit positiver Lösungswärme können gut löslich sein; sehr stark endotherme Salze lösen sich meist schlecht.“

Musterlösung: Pro: Für die meisten Stoffe stimmt die Regel, z. B. NaCl, KBr, CaO oder \(\mathrm{Al_2O_3}\) \((\Delta\mathrm{EN} = 3{,}44 - 1{,}61 = 1{,}83 > 1{,}7\), Smp. 2072 °C). Contra 1: In \(\mathrm{AlCl_3}\) ist \(\Delta\mathrm{EN} = 3{,}16 - 1{,}61 = 1{,}55 < 1{,}7\) — die Bindung liegt im Bereich der polaren Atombindung. Dazu passt, dass der Stoff schon bei etwa 180 °C sublimiert: Zwischen seinen Teilchen wirken nur schwache Kräfte. Contra 2: Ammoniumchlorid besteht nur aus Nichtmetallen, enthält aber \(\mathrm{NH_4^+}\)- und \(\mathrm{Cl^-}\)-Ionen. Ergebnis: Die Regel ist ein guter erster Blick auf die Formel. Sicherer ist die Elektronegativitätsdifferenz — und am sichersten die Eigenschaften (Schmelztemperatur, Leitfähigkeit der Schmelze).

Musterlösung: Kriterium Temperaturbereich: Wasser bleibt bis 100 °C flüssig, obwohl Moleküle dieser Größe ohne Brücken schon um −80 °C sieden würden — die Wasserstoffbrücken halten es flüssig. Kriterium Wärmeaufnahme: Beim Verdampfen müssen viele Brücken gelöst werden; Wasser nimmt dabei viel Energie auf (41 kJ pro mol). Kriterium Kosten und Sicherheit: Wasser ist ungiftig, nicht brennbar und überall verfügbar. Nachteil: Wegen der Anomalie dehnt sich Wasser beim Gefrieren um etwa 9 % aus und kann Leitungen und Motorblöcke sprengen; im Winter braucht man deshalb Frostschutzmittel. Außerdem leitet Leitungswasser wegen gelöster Ionen den Strom — für elektrische Geräte ist das ein Risiko. Urteil: Wasser ist ein sehr gutes Kühlmittel, sofern Frost und Kontakt mit Strom ausgeschlossen werden.

Musterlösung: Die Messwerte widerlegen die Folgerung: Wasser siedet 80,5 °C höher als HF. Grund: Jede Brücke verbraucht ein geeignetes H-Atom und ein freies Elektronenpaar, der knappere Partner begrenzt: \(n_\text{Brücken} = \min(n_\text{H},\ n_\text{Paare})\). HF: \(\min(1, 3) = 1\) Brücke je Molekül; \(\mathrm{H_2O}\): \(\min(2, 2) = 2\). Die einzelne F–H···F-Brücke ist zwar stärker, doch Wasser knüpft doppelt so viele Brücken je Molekül — das netzartige Gefüge hält insgesamt stärker zusammen. Mias Fehler: Sie hat nur die Stärke einer einzelnen Brücke betrachtet, nicht ihre Anzahl.

Musterlösung: Bedingung: Zwischen zwei Molekülen kann sich eine Wasserstoffbrücke bilden, wenn eines von ihnen ein H-Atom besitzt, das an ein F-, O- oder N-Atom gebunden ist (Spender), und das andere ein freies Elektronenpaar an einem F-, O- oder N-Atom (Partner). Bei gleichen Molekülen muss jedes Molekül beides mitbringen. Anwendung: Im Aceton hängen alle sechs H-Atome an C-Atomen — Acetonmoleküle können untereinander keine Brücke spenden. Das O-Atom der C=O-Gruppe trägt aber zwei freie Elektronenpaare. Wassermoleküle richten ihre \(\delta^+\)-H-Atome darauf aus: \(\mathrm{O{-}H\cdots O{=}C}\). Deshalb mischt sich Aceton mit Wasser.

Musterlösung: Festlegung: Es ist Calciumfluorid. Eine Schmelztemperatur von 1418 °C und eine leitende Schmelze zeigen ein Ionengitter; Harnstoff ist eine Molekülverbindung aus Nichtmetallen, schmilzt niedrig (133 °C) und leitet nicht. Außerdem: \(\Delta\mathrm{EN}(\mathrm{Ca{-}F}) = 3{,}98 - 1{,}00 = 2{,}98 > 1{,}7\). Unlöslichkeit: Beim Lösen muss zuerst das Gitter aufgebrochen werden. Zweifach geladene \(\mathrm{Ca^{2+}}\)-Ionen und kleine \(\mathrm{F^-}\)-Ionen ziehen sich sehr stark an — die Gitterenergie ist sehr groß. Die Hydratationsenergie reicht nicht aus, diesen Aufwand auszugleichen; das Gitter bleibt bestehen. Folgerung: Gute Wasserlöslichkeit ist kein sicheres Kennzeichen von Salzen.