Woran liegt es, dass Methan einen viel tieferen Siedepunkt als Wasser hat?

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4 Antworten

Kohlenstoff hat 4 Valenzelektronen, die sich (im Fall von 4 Einfachbindungen) so anordnen, dass sie ungefähr auf die Ecken eines Tetraeders zeigen, in dessen Mittelpunkt das Kohlenstoffatom sitzt.

Sauerstoff hat nur 2 freie Elektronen, die anderen bilden "feste" Elektronenpaare. Damit liegen sich die beiden Bindungen von Sauerstoff nicht gegenüber, sondern in einem Winkel, der in der Nähe des "Tetraederwinkels" liegt.

Damit ist Methan genau symmetrisch aufgebaut und hat nach außen kein Dipolmoment, während die Bindungen im Wasser nicht antiparallel liegen und deshalb ein permanentes (dauerndes) Dipolmoment erzeugen.

Diese elektrischen Dipole ziehen sich gegenseitig an, wie magnetische Dipole (Magnete).

Darüber hinaus versuchen die "freien" Elektronenpaare des Wassers, ein Wasserstoffatom von einem benachbarten Wassermolekül zu "klauen". Das gelingt zwar nur selten, aber es entsteht trotzdem eine Bindung, die zwar schwächer ist als die Bindungen in einem Molekül, aber stärker als die Kräfte, die normalerweise zwischen Molekülen wirken. Das nennt man "Wasserstoffbrückenbindung" (weil der Wasserstoff und die Elektronen, die an ihm "zerren", eine "Brücke" bilden).

Zu den Van-der-Waals-Kräften:

Du weißt bestimmt, dass ein Stück Eisen, das man in ein Magnetfeld bringt, selbst magnetisch wird. Das nennt man magnetische Induktion.

Da ein Magnet nur andere Magnete anziehen kann, ermöglicht die magnetische Induktion, dass ein Magnet auch Eisenteile anziehen kann, die von sich aus nicht magnetisch sind.

Genauso sorgt ein elektrischer Dipol dafür, dass Atome und Moleküle in seiner Nähe ebenfalls zu Dipolen werden, auch wenn sie für sich allein keine Dipole sind.

Aber woher kommen dann die Kräfte zwischen Atomen und Molekülen, die von selbst keine Dipole sind?

Nun, die Ladungen sind nur im zeitlichen Mittel so verteilt, dass sie keinen Dipol bilden. Durch verschiedene Prozesse werden immer wieder Schwingungen angeregt; dadurch "schwabbeln" die Elektronenhüllen um die Atomkerne. Damit haben wir viele kleine elektrische Dipole.

Jeder dieser kleinen Dipole induziert natürlich in anderen Atomen und Molekülen wiederum winzige Dipole, und diese kleinen und winzigen Dipole ziehen sich gegenseitig an.

Diese Kräfte der zufällig entstandenen Dipole nennt man Van-der-Waals-Kräfte.

Weil diese zufällig entstandenen Dipole aber so viel schwächer sind als die permanenten Dipole in "polaren" Molekülen, sind auch die Kräfte, die sie ausüben, entsprechend schwächer.

Deshalb sind Van-der-Waals-Kräfte zwar überall vorhanden, aber viel schwächer als andere Kräfte, die Moleküle aneinander haften lassen.

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Kommentar von EUWdoingmybest
25.04.2016, 20:32

Schon wieder was gelernt. Ich hoffe das ist alles korrekt und ich kann das reines Gewissens abspeichern. ^^

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Naja es gibt drei verschiedene Arten von Zwischenmolekularen Kräften. Die Schwächsten sind die van der Waals-Kräfte. Diese entstehen durch die Bewegung der Elektronen im Molekül. Elektronen sind ja nicht starr und man geht davon aus, dass es immer an einem Punkt im Molekül mehr Elektonen sind, wodurch diese Anziehungskräfte entstehen. Je größer das Molekül wird (d.h. je mehr Elektronen vorhanden sind), desto größer werden auch die van der Waals-Kräfte. Vor allem bei den Alkanen/Alkenen/Alkinen haben diese Kräfte eine hohe Auswirkung. Van der Waals-Kräfte existieren in ALLEN Molekülen, nur bei polaren Molekülen sind diese meistens nicht von sehr großer Bedeutung.
Dann gibt es noch Dipolkräfte. Diese entstehen durch verschiedene Elektronegativitäten der einzelnen Atome (also die gegenseitige Anziehung ist verschieden), was zu eine Elektonegativitätsdifferenz führt. Dadurch wird das Molekül polar, da es verschiedene Parzialladungen (keine echten Ladungen wie bei Ionen, nur Verschiebung von Elektronen oder freie Eletkronenpaare) gibt. Diese Kräfte existieren nur bei polaren Molekülen und nicht bei Unpolaren (wie z.B. Alkane... also auch Methan). Sie sind wesentlich stärker, als van der Waals-Kräfte und haben somit eine größere Auswirkung auf den Zusammenhalt der Moleküle.
Dipolkräfte können auch besonder stark sein bei sehr hohen Elektonegativitätsdifferenzen.
Diese sehr hohen Dipolkräfte nennt man auch Wasserstoffbrückenbindungen (WSBB). Diese müssen jedoch noch andere Bedingungen erfüllen, um existieren zu können. Zum einen muss das Molekül logischerweise polar sein. Dann muss es an einem Molekül freie Elektronenpaare geben und auch sehr stark positiviere H-Atome. Das ist nur der Fall, wenn ein Fluor-, Sauerstoff- oder Stickstoffatom vorhanden ist, welches das H-Atom stark positiviert. WSBB sind die stärksten Zwischsnmolekularen Kräfte, die es gibt. Sie haben also einen sehr großen Einfluss auf Siede- und Schmelztemperatur.
Im Methanmolekül kommen wie gesagt nur vdW-Kräfte vor (auch wenn es eine geringe Elektronegativitätsdifferenz zwischen C-Atom und H-Atom gibt, aber das hat keine Auswirkung nach außen, da ja ringsrum H-Atome sind und die Differenz auch ziemlich gering ist), da das Molekül unpolar ist. Das Wassermolekül jedoch ist polar, da die Anziehung des H-Eletrons durch das O-Atom deutlich stärker ist. Also kommen auf jeden Fall Dipolkräfte vor, was auch schon die höhere Schmelz- bzw. Siedetemperartur erklärt. Allerdings kommen sogar noch WSBB vor, da sowohl freie Elektronenpaare, als auch ein O-Atom vorhanden ist, welches das H-Atom sehr stark positiviert. D.h. die stärksten Zwischenmolekularen Kräfte kommen bei Wassermolekülen vor, wärend es beim Methanmolekül nur die Schwächsten sind. Ja und das ist die Antwort auf deine Frage :) Ich hoffe ich konnte helfen!

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Kommentar von MeineHaustiere
25.04.2016, 21:03

Vieeelen Dank, das hat mir sehr geholfen! :)

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Nicht Methan hat einen zu tiefen, sondern Wasser einen zu hohen Siedepunkt entsprechend der Molekülgröße.

Das liegt an der Polarität des Wasser und die damit verbundene Clusterbildung der Wassermoleküle.

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Kommentar von MeineHaustiere
25.04.2016, 20:21

Was ist denn eine Clusterbindung der Wassermoleküle?

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Kann auch an der masse liegen und den zwischenmolekularen kräften

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