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Wasser, Schwefelwasserstoff und die Wasserstoffbrückenbindung

Erfahre, wie Wasserstoffbrückenbindungen zwischen Wasserstoffatomen und freien Elektronenpaaren entstehen. Finde heraus, warum sie die Eigenschaften von Wasser und Eis beeinflussen und welche Rolle sie bei der Bildung von Eiskristallen spielen. Interessiert? Dies und vieles mehr im folgenden Text!

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Die Autor*innen
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André Otto
Wasser, Schwefelwasserstoff und die Wasserstoffbrückenbindung
lernst du in der 8. Klasse - 9. Klasse

Wasser, Schwefelwasserstoff und die Wasserstoffbrückenbindung Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Wasser, Schwefelwasserstoff und die Wasserstoffbrückenbindung kannst du es wiederholen und üben.
  • Beschreibe die intermolekularen Wechselwirkungen zwischen Wassermolekülen.

    Tipps

    Sauerstoff hat eine molare Masse von 16 g/mol.

    Lösung

    Wasser weist eine ganze Reihe Eigenschaften auf, die es zu einer besonderen Chemikalie machen: eine hohe Oberflächenspannung, die Dichteanomalie und die ungewöhnlichen Siede- und Schmelzepunkte. Diese Eigenschaften machen Wasser zum unverzichtbaren Bestandteil alles Lebens auf der Erde.
    Der Grund für die ungewöhnlichen Eigenschaften liegt in der Fähigkeit der Wassermoleküle zur Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen.

    Sauerstoff ist das Element mit der zweithöchsten Elektronegativität im gesamten Periodensystem. Das bedeutet, er zieht Elektronen sehr stark an. Die Elektronegativität von Wasserstoff ist vergleichsweise gering. Das bedeutet, dass die Elektronen der $O-H$-Bindungen stark zum Sauerstoff hin verschoben sind. Die Sauerstoffatome haben daher eine negative Partialladung, die Wasserstoffatome eine positive Partialladung.
    Daher kommt es zwischen Wassermolekülen zu starken anziehenden Wechselwirkungen. Diese bestehen zwischen den freien Elektronenpaaren der Sauerstoffatome und den Wasserstoffatomen anderer Wassermoleküle. Diese besondere Art zwischenmolekularer Kräfte wird als Wasserstoffbrückenbindung bezeichnet.

  • Gib die Eigenschaften von $H_2O$ und $H_2S$ wieder.

    Tipps

    Die Verdampfungsenergie ist die Energie, die aufgewendet werden muss, um ein Mol eines Stoffes vom flüssigen in den gasförmigen Zustand übergehen zu lassen.

    Beim Übergang zwischen flüssig und gasförmig müssen die zwischenmolekularen Kräfte überwunden werden.

    Lösung

    Die Elektronegativität von Schwefel ist bedeutend geringer als die von Sauerstoff. Sie liegt nach der Pauling-Skala bei 2,6 und ist damit nur um 0,6 größer als die von Wasserstoff. Die $S-H$-Bindungen im $H_2S$-Molekül sind daher kaum polarisiert, das Molekül ist ein sehr schwacher Dipol. Die Anziehungskräfte zwischen Wasserstoffatomen und Schwefelatomen unterschiedlicher Schwefelwasserstoff-Moleküle sind daher sehr gering.
    Daher kann es zwischen Schwefelwasserstoff-Molekülen keine Wasserstoffbrückenbindungen geben. Aufgrund der geringen Polarisierung ist kein Elektronenakzeptor vorhanden.
    Da die Wechselwirkungen zwischen den Molekülen also wesentlich geringer sind als beim Wasser, müssen kleinere Kräfte überwunden werden beim Übergang vom flüssigen in den gasförmigen Zustand. Daher ist die Verdampfungsenergie nur etwa halb so groß und der Siedepunkt deutlich niedriger. Auch der Schmelzpunkt ist niedriger, da auch im festen $H_2S$ die Wechselwirkungen zwischen den Molekülen geringer ist als im festen Wasser.

  • Erläutere die Struktur des $[H_9O_4]^+$-Kations.

    Tipps

    Im $H_3O^+$-Kation besteht eine Bindung zwischen einem $H^+$-Kation und einem der freien Elektronenpaare eines Wassermoleküls.

    Lösung

    Zwischen $H_3O^+$-Kationen und Wassermolekülen bilden sich ähnlich starke Wasserstoffbrückenbindungen wie zwischen Wassermolekülen. Da die Wasserstoffatome im $H_3O^+$-Ion eine größere positive Partialladung tragen, sind die Wasserstoffbrückenbindungen sogar noch stärker. Daher werden $H_3O^+$-Ionen in Lösung immer von Wassermolekülen umgeben und bilden mit diesen einen Wassercluster. Die Wasserstoffbrückenbindungen sind so stark, dass es sogar salzartige Verbindungen gibt, die diese Cluster als Kationen enthalten.
    Beim Kation $[H_2O-H-OH_2]^+$ besteht zum Beispiel eine Wechselwirkung zwischen einem Hydronium-Kation und einem Wassermolekül. Ein Wasserstoff-Atom befindet sich dabei genau zwischen den beiden Sauerstoffatomen, es kann also nicht zwischen Wassermolekül und Hydronium-Kation unterschieden werden. Es handelt sich daher um ein Molekül. Beim Kation mit der Formel $H_9O_4^+$ lässt sich die Molekülgestalt gut mit der Geometrie des $H_3O^+$-Ions erklären. Die drei Wasserstoffatome umgeben das Sauerstoffatom so, dass sie ein Dreieck bilden. Das freie Elektronenpaar des Sauerstoffatoms verdrängt jedoch die Wasserstoffatome etwas, so dass sich eine dreiseitige Pyramide mit den drei Wasserstoffatomen auf der Grundfläche ergibt.
    Auch bei dieser Verbidnung lässt sich nicht genau sagen, welche der Moleküle Wassermoleküle und welches das Hydronium-Kation ist. Die Abstände unterscheiden sich kaum und die unterschiedlichen Formen können, wie in der Abbildung dargestellt, leicht ineinander übergehen.

  • Vergleiche die Eigenschaften von $H_2O$ mit denen von $CH_4$ und $NH_3$.

    Tipps

    Je geringer die zwischenmolekularen Wechselwirkungen, desto näher liegen in der Regel Schmelz- und Siedepunkt einer Verbindung aneinander.

    Große Unterschiede zwischen Elektronegativitäten führen zu stark polaren kovalenten Bindungen.

    Lösung

    Die Elektronegativität von Stickstoff ist mit 3,04 noch relativ hoch, jedoch deutlich geringer als die von Sauerstoff. Die $N-H$-Bindungen sind also polarisiert. Außerdem verfügt der Stickstoff im Ammoniak-Molekül über ein freies Elektronenpaar. Es kommt daher zur Ausbildung von Wasserstoffbrückenbindungen zwischen $NH_3$-Molekülen. Diese sind jedoch schwächer als beim Wasser.
    Die Elektronegativität von Kohlenstoff ist deutlich geringer. Zwar ist die $C-H$-Bindung polarisiert, jedoch deutlich weniger stark. Im Methan-Molekül verfügt das Kohlenstoffatom nicht über freie Elektronenpaare. Daher kann es nicht zur Ausbildung von Wasserstoffbrückenbindungen zwischen Methanmolekülen kommen.
    Die intermolekularen Kräfte sind beim Methan daher sehr gering. Auf Grund dieser geringen Wechselwirkungen ist nur wenig Energie notwendig, um vom flüssigen in den gasförmigen Zustand zu gelangen. Die Verdampfungsenergie ist also sehr gering. Dementsprechend ist die Verbindung bei einer sehr niedrigen Temperatur von -162°C bereits gasförmig. Da die Wechselwirkungen im flüssigen Zustand so gering sind, liegen Schmelz- und Siedepunkt nicht weit auseinander. Methan ist nur in einem Temperaturbereich von ca. 20°C flüssig.
    Ammoniak hat zwar einen deutlich tiefere Schmelz- und Siedepunkt als Wasser, verglichen mit dem Methan sind diese jedoch sehr hoch. Der Siedepunkt liegt etwa 130°C über dem des Methans und etwa genauso weit unterhalb des Siedepunktes des Wassers. Dies belegen die Wasserstoffbrückenbindungen zwischen den Ammoniak-Molekülen im flüssigen Ammoniak, die jedoch deutlich schwächer sein müssen als beim Wasser.

  • Erkläre, welche Eigenschaften des Wassermoleküls für die starken zwischenmolekularen Kräfte hauptverantwortlich sind.

    Tipps

    Wasserstoffbrücken können sich bilden, wenn ein Elektronendonator und ein Wasserstoffatom mit einer positiven Partialladung vorhanden sind.

    Lösung

    Die Wasserstoffbrückenbindungen sind maßgeblich für die ungewöhnlichen physikalischen Eigenschaften von Wasser verantwortlich. Starke Wasserstoffbrückenbindungen zwischen den Wassermolekülen können sich bilden, weil aufgrund der Unterschiede in der Elektronegativität die $O-H$-Bindungen stark polarisiert sind und das Molekül daher ein starker Dipol ist.
    Daher kann es zu Wechselwirkungen der positiven Teilladungen der Wasserstoffatome mit den freien Elektronenpaaren der Sauerstoffatome kommen.
    Voraussetzung zur Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen ist es also, dass Bindungen mit Wasserstoffmolekülen stark polarisiert sind und freie Elektronenpaare vorhanden sind.

  • Begründe die physikalischen Eigenschaften von Fluorwasserstoff $HF$.

    Tipps

    Große Unterschiede in der Elektronegativität zweier Bindungspartner führen zu stark polarisierten Bindungen.

    Lösung

    Fluorwasserstoff hat eine sehr geringe molare Masse von 20 g/mol. Diese ist vergleichbar mit der von Wasser. Für ein zweiatomiges Molekül hat die Verbindung einen sehr hohen Siedepunkt von etwa 20°C. Das heißt, bei Raumtemperatur ist $HF$ flüssig.
    Der Siedepunkt des sehr ähnlich gebauten Chlorwasserstoffs liegt mit -85°C mehr als 100°C tiefer. Dies zeigt, dass es starke Wechselwirkungen zwischen den $HF$-Molekülen geben muss. Da Wasserstoff Bestandteil des Moleküls ist, ist es naheliegend, dass es sich bei diesen Wechselwirkungen um Wasserstoffbrücken handeln muss.
    Dies bedeutet, dass die $H-F$-Bindung deutlich stärker polarisiert sein muss als die $H-Cl$-Bindung. Daraus lässt sich direkt schließen, dass die Elektronegativität von Fluor deutlich höher sein muss als die von Chlor.
    Tatsächlich ist Fluor das Element mit der größten Elektronegativität im gesamten Periodensystem! Die Wasserstoffbrückenbindungen im Fluorwasserstoff sind daher noch stärker als im Wasser.

    Daher sind bei Lösungen von Fluorwasserstoff in Wasser, der sogenannten Flusssäure, auch Wasserstoffbrückenbindungen zwischen Wassermolekülen und $HF$-Molekülen sehr stark. $HF$ ist eine wesentlich schwächere Säure als $HCl$, ein größerer Teil der $HF$-Moleküle liegt in Wasser also indissoziiert vor. Die starken Wasserstoffbrückenbindungen bewirken eine höhere Verdampfungswärme und damit einen erhöhten Siedepunkt im Vergleich zum Wasser.
    Auch in fester, also gefrorener Flusssäure bestehen starke Wasserstoffbrückenbindungen zwischen Wassermolekülen und $HF$-Molekülen. Daher ist der Schmelzpunkt der Lösung sehr stark abgesenkt im Vergleich zu reinem Wasser.