Wasserstoffbrücken
2.1: Zwischen Wassermolekülen wirken besonders starke Anziehungskräfte. Sie erklären das Dichtemaximum bei 4 °C und die hohe Siedetemperatur.
Die Bedingung
H an F, O oder N ist stark \(\delta^+\); es zieht ein freies Elektronenpaar an F, O oder N eines Nachbarmoleküls an. Die drei Atome liegen auf einer Linie.
Stärke und Zahl
Eine Brücke ≈ 20 kJ/mol, gut zwanzigmal schwächer als O–H (≈ 460 kJ/mol). Höchstzahl je Molekül: geeignete H-Atome + freie Paare.
Anomalie des Wassers
Größte Dichte bei 4 °C. Im Eis bilden vier Brücken je Molekül ein Gitter mit Hohlräumen — Eis schwimmt, Volumen +9 %.
Siedetemperaturen
Van-der-Waals-Kräfte wachsen mit der Molekülgröße. \(\mathrm{NH_3}\), \(\mathrm{H_2O}\) und HF sieden viel höher als der Trend — wegen der Brücken.
Zwischen, nicht in den Molekülen
Beim Schmelzen und Sieden werden Wasserstoffbrücken gelöst, nie die O–H-Bindungen. Wasserdampf besteht weiter aus \(\mathrm{H_2O}\)-Molekülen — deshalb reichen 41 kJ, um 1 mol Wasser zu verdampfen.
Salze lösen sich in Wasser
2.2.1 und 2.2.2: Wasserdipole bauen das Ionengitter ab und umhüllen die Ionen; die Energiebilanz entscheidet, ob die Lösung warm oder kalt wird.
Hydratation: Kation
Wassermoleküle ziehen Ionen von Ecken und Kanten aus dem Gitter und umhüllen sie. Zum Kation zeigt das O-Atom \((\delta^-)\).
Hydratation: Anion
Zum Anion zeigt ein H-Atom \((\delta^+)\). Kleine, hoch geladene Ionen binden ihre Hülle besonders fest. Heptan hydratisiert nicht.
Exotherm: warm
Gitter aufbrechen kostet Energie (+), Hydratation setzt Energie frei (−). Überwiegt die Hydratation, wird die Lösung warm.
Endotherm: kalt
Überwiegt die Gitterenergie, wird die Lösung kalt — das Salz löst sich trotzdem, z. B. KCl oder \(\mathrm{NH_4NO_3}\) im Kühlpack.
Lösen ist nicht Schmelzen
Kochsalz schmilzt erst bei 801 °C, löst sich aber schon bei Raumtemperatur: Beim Lösen ziehen Wassermoleküle die Ionen aus dem Gitter. Die Ionen bleiben dabei Ionen — es entstehen weder Atome noch neue Stoffe.
Ionen- und Molekülverbindungen
2.2.3: Aus dem Aufbau der Teilchen folgen Schmelztemperatur, Härte, Leitfähigkeit und Löslichkeit.
Ionenverbindung
Metall + Nichtmetall, \(\Delta\mathrm{EN} > 1{,}7\). Hohe Schmelztemperatur, hart und spröde: Verschobene Schichten bringen gleiche Ladungen nebeneinander.
Molekülverbindung
Nur Nichtmetalle. Zwischen den Molekülen wirken nur schwache Kräfte — niedrige Schmelz- und Siedetemperatur; Atombindungen bleiben beim Schmelzen erhalten.
Leitfähigkeit
Strom braucht bewegliche Ladungsträger. Salze leiten als Schmelze und Lösung, fest nicht. Molekülverbindungen leiten nie.
Löslichkeit
„Ähnliches löst sich in Ähnlichem“: Salze und polare Stoffe in Wasser, unpolare Stoffe in Heptan. Achtung: Es gibt schwerlösliche Salze (Kalk).
Struktur bestimmt Eigenschaft
Im Ionengitter zieht jedes Ion alle Nachbarn stark an, im Molekülkristall halten nur schwache zwischenmolekulare Kräfte. Daraus folgen alle Unterschiede — auch dass Zucker (146 °C) und Kochsalz (801 °C) trotz gleichen Aussehens verschieden schmelzen.
Die Regeln, an denen die Punkte hängen
Diese drei Stellen kosten in der Arbeit am häufigsten Punkte.
Woran hängt das H-Atom?
Nicht die Zahl der H-Atome zählt, sondern ob sie an F, O oder N sitzen — und ob der Partner ein freies Elektronenpaar hat. Methan, Ethan und Aceton bilden untereinander keine Brücken.
Vorzeichen mitnehmen
Gitterenergie +, Hydratationsenergie −. Für NaCl: \(788 + (-784) = +4\) kJ/mol, nicht 1572. Positiv heißt endotherm: Die Lösung wird kalt.
Lösungsgleichung mit Ladungen
Ionen behalten ihre Ladung, zusammengesetzte Ionen bleiben ganz, Indizes werden zu Koeffizienten. Immer mit (s), (aq) und \(\mathrm{H_2O}\) über dem Pfeil — und die Ladungsbilanz prüfen.