Warum gibt es verschiedene Siedetemperaturen?
Hallo! :)
Ich besuche die 9. Klasse im Gymnasium und unser Chemie-Lehrer hat uns vor folgende Aufgabe gestellt:
Wir sollten eine Tabelle zu den Stoffen H2O, H2S, CO2, C3H3, C3H8O3 und C6H6O erstellen und die dazugehörigen Literaturwerte zu Siedetemperatur und der EN recherchieren und angeben ob die Stoffe Dipole sind oder nicht und dann erklären, wie es zu den unterschiedlichen Siedetemperaturen kommt.
Ich vermute, dass es etwas mit den Wasserstoffbrückenbindungen zu tun hat, oder?
Weiter komme ich leider nicht und wende mich deshalb an die Chemie-Profis unter euch.
Danke im vorraus!
LG Lindenglanz
4 Antworten
Die Siedetemperatur (also eigentlich der Phasenübergang von flüssig zu gasförmig bei einem bestimmten Druck) hängt von der Molmasse, der Teilchengeometrie und den Bindungskräften zwischen den Teilchen ab.
Molmasse: Je "schwerer" (massereicher) die Teilchen umso mehr Energie braucht man um ihre kinetische Energie ausreichend zu erhöhen so dass der Flüssigkeitsverband verlassen werden kann.
Teilchengeometrie: Die Teichengeometrie hat einen Einfluss überwiegend über die Bindungskräfte =>
Bindungskräfte: Je stärker die Bindungskräfte zwischen den Molekülen desto mehr Energie braucht man um sie aus dem Flüssigkeitsverband zu lösen.
Die stärksten zwischenmolekulare Kräfte wären dann die Wasserstoffbrückenbindung, gefolgt von der Dipol-Dipol Wechselwirkung (polare Bindungen; i.e permanente Dipole führen zu energetisch günstigeren "Molekülanlagerungen/-ausrichtungen" die durch Energiezufuhr erst aufgebrochen werden müssen uns schlußendlich zu den schwächsten Kräften aufgrund induzierter (temporäre) Dipole, den Van-der-Waals-Kräften (diese treten dann bei unpolaren Verbindungen wie Alkanen auf).
Dei Unterscheidung zwischen den verschiedenen Kräften ist nicht immer ganz einfach, aber grob kann man sagen, dass die polarsten Verbindungen (mit der größten Eletronegativitätsdifferenz zwischen den Atomen und einer entsprechenden Geometrie) die stärksten zwischenmolekularen Kräfte ausbilden.
Der Übergang ist fließend; z.B. bildet HF Wasserstoffbrücken, aber HCl eher Dipol-Dipol-Bindungen aus.
Die Geometrie spielt eine Rolle bei der Ladungsverteilung und damit dem Dipolcharakter (CO2 ist polar, aber als lineares Molekül heben sich die Dipolmomente auf) und besonders bei den VdW-Kräften (je kugelförmiger das Molekül, desto weniger Möglichkeiten einen Dipol zu induzieren).
PS: Keine Ahnung was C3H3 sein soll - C3H3+ gibt es als Übergang oder als Verbindungsteil, aber nicht isolierbar.
Du vermutest richtig. Bei gegebenem Druck hängt die Siedetemperatur von der Stärke der zwischenmolekularen Kräfte ab. Die H-Brücken sind dabei stärker als "gewöhnliche" Dipolkräfte und diese wiederum stärker als die Van-der-Waals-Kräfte. Welche Kräfte wirksam sind, hängt von den Eigenschaften der Moleküle ab (EN-Unterscheide der beteiligten Atome, Molekülgeometrie). Beachte bei der Recherche, dass die Siedetemperatur eine Stoffeigenschaft ist, die EN aber eine Eigenschaft einzelner Atome (und nicht etwa von Molekülen). Ich wünsche viel Erfolg. Es wird sicher ein Aha-Erlebnis geben. LG, TheGuyOfReason
Danke für deine Antwort! Das hat mir schonmal wirklich weitergeholfen :)
Die Siedetemperatur hängt u.a. ab von:
- der Masse der Teilchen
- den intermolekularen Anziehungskräften
Sieden heißt, dass die Teilchen in einer Flüssigkeit so stark beschleunigt werden, dass sie die Flüssigkeitsoberfläche durchstoßen und in den Gasraum gelangen.
Die Masse der Teilchen spielt daher eine Rolle, weil es logischerweise mehr Energie erfordert, ein schweres Teilchen zu beschleunigen als ein leichtes und mit steigender Kettenlänge wird ein Molekül auch schwerer.
Nicht vernachlässigen darf man den Zusammenhalt der Moleküle untereinander. Wasserstoffbrücken halten die Moleküle fester zusammen, der Siedepunkt steigt. Wasser mit Dipolmolekülen hat einen vergleichsweise hohen Siedepunkt. Andere ähnlich schwere apolare Teilchen wie CO2 sind bei Raumtemperatur gar gasförmig.
Weil Gott ein großer Trollboi ist und joa man(n) muss es halt akzeptieren
Okay...?