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Thema: Komplizierte Aufgabe zu Schmelztemperaturen und Verbindungen

  1. #1
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    Standard Komplizierte Aufgabe zu Schmelztemperaturen und Verbindungen

    Hallo,

    wir haben in Chemie eine Denkaufgabe aufbekommen, an der ich schon lange sitze, aber zu keinem Schluss komme und lediglich Ansätze habe.

    Es geht um vier verschiedene Verbindungen die sehr unterschiedliche
    Schmelztemperaturen haben.

    Natriumfluorid (NaF) - 992 °C
    Natriumchlorid (NaCl) - 801 °C
    Natriumbromit (NaBr) - 747 °C
    Magnesiumoxid (MgO) - 2800 °C

    Die große Frage ist jetzt, wieso die Schmelztemperaturen solche großen Unterschiede bei der Schmelztemperatur aufweisen.

    Als erstes hatte ich mir überlegt, dass, wenn sich die Stoffe verbinden ja ein komplett neuer Stoff entsteht und dies der Grund sein könnte. Aber ich kam zum Schluss, dass die Schmelztemperaturen dann trotzdem nicht solche großen Unterschiede aufweisen würden. Außerdem haben wir gerade eher das Thema Ionen und elekrische Ladungen, Gitterenergie usw., womit es, wie ich vermute, zutun hat.

    Bitte helft mir, da ich gerne meine Note verbessern würde!!

    mfG VenusElite
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  2. #2

  3. #3
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    Standard

    kann mir jemand vllt.n och eine direkte antwort geben?? weil auf der seite habe ich nits gefunden-.-

  4. #4
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    also genau beantworen warum das so ist

  5. #5
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    Standard

    Anmerkung eines Laien:

    Mit dem "Warum" ist es so eine Sache in den Naturwissenschaften.

    Ich darf vielleicht andeuten, daß selbst die Berechnung der Energiezustände des allerbilligsten Atommodells (Elektron im zentralsymmetrischen Feld, sprich Wasserstoffatom mit "festgehaltenen" Proton) einige schweißtreibende Stunden Arbeit bedeuten. Von "normalen" Atomen oder Wechselwirkungen / Bindungen zwischen Atomen will ich garnicht reden. Da ist mit der exakten Physik (dem Warum gewissermaßen) irgendwo Schluß.

    Chemiker müssen auf vereinfachte, empirische Vorstellungen (Bindungsarten usw.) zurückgreifen, mit bestimmten Regeln.

    Und anders wird m.E. diese Frage auch nicht zu lösen sein. Man muß konkret gucken, wie stark die Bindungen jeweils sind; welche Energie zu Ihrer Auflösung nötig ist. Und das hatte der verehrte Vorredner angedeutet.

    Trotzdem noch einen schönen Abend!
    F.

  6. #6
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    also in dem folgenem text standen alle, für mich relevanten informationen drin:

    Ionenbindung 6
    4.6 Schmelzpunkte von Salzen
    Siedepunkt
    Magnesiumoxid hat mit 2640°C einen wesentlich höheren Schmelzpunkt als Natriumchlorid mit 801°C. Kann man dies mit Hilfe einfacher chemischer Überlegungen erklären?

    Smp. von NaCl: 801°C
    Smp. von MgO: 2640°C
    Erklärung
    Festes Magnesiumoxid besteht aus zweifach positiv geladenen Magnesiumionen und zweifach negativ geladenen Sauerstoffionen.

    In einem Kristallgitter zieht jedes positive Ion (Kation) die benachbarten negativen Ionen (Anionen) an - und umgekehrt.

    Wenn man einen solchen Kristall schmelzen will, so muss man genau diese Anziehungskräfte überwinden, damit sich die Ionen aus dem Kristallverband lösen und anfangen, zu "schwimmen". Alle Faktoren, die diese Anziehungskräfte beeinflussen, haben also auch eine Wirkung auf den Schmelzpunkt des Salzes.

    Nun ist es doch wohl logisch, dass ein zweifach geladenes Kation die Anionen in der Umgebung doppelt so stark anzieht wie ein einfach geladenes Kation. Und ein zweifach geladenes Anion zieht alle Kationen doppelt so stark an wie ein einfach geladenes Anion. Die Anziehungskraft zwischen den Ionen ist im MgO somit schätzungsweise viermal höher als im NaCl.

    Gitterenergien

    Tatsächlich beträgt die Gitterenergie von NaCl -781 kJ/mol, die von MgO aber -3933 kJ/mol, das ist sogar das Fünffache!

    Also muss der Schmelzpunkt (und auch der Siedepunkt) von MgO viel höher sein als der von NaCl.


    Gitterenerergie von NaCl: -781 kJ/mol
    Gitterenergie von MgO: -3933 kJ/mol
    Titansalze
    Titannitrid schmilzt bei 2950°C. Das kann man leicht mit den beiden dreifach geladenen Ti3+-Kationen und N3--Anionen erklären.

    Titancarbid TiC hat mit 3157°C einen noch viel höheren Schmelzpunkt. Sicherlich liegt das an der vierfach positiven Ladung des Ti4+-Iones und an der vierfach negativen Ladung des Carbid-Anions C4-.


    Smp. von TiN: 2950°C
    Smp. von TiC: 3157°C
    Alkali-
    halogenide
    Betrachten wir die Schmelzpunkte der Alkalihalogenide, einmal als Tabelle, und dann als Graphik:
    Fluorid
    Chlorid
    Bromid
    Iodid

    Lithium
    LiF
    870
    LiCl
    613
    LiBr
    550
    LiI
    460

    Natrium
    NaF
    992
    NaCl
    800
    NaBr
    747
    NaI
    650

    Kalium
    KF
    855
    KCl
    770
    KBr
    730
    KI
    686

    Rubidium
    RbF
    775
    RbCl
    720
    RbBr
    690
    RbI
    647

    Cäsium
    CsF
    683
    CsCl
    645
    CsBr
    636
    CsI
    626




    Wir wollen nun die Zusammenhänge analysieren.

    Als erstes betrachten wir nur die Halogenide eines einzelnen Alkalimetalls, nehmen wir mal das Lithum. Was fällt uns hier auf?
    Lithium
    LiF
    870
    LiCl
    613
    LiBr
    550
    LiI
    460


    Ganz klar: die Schmelzpunkte nehmen von links nach rechts ab. Das Fluorid hat einen viel höheren Schmelzpunkt als das Iodid.

    Dies ist keine Ausnahme, sondern die Regel, wie ein Blick auf die anderen vier Reihen der Tabelle zeigt.

    Betrachten wir nun die Spalten.
    Fluorid

    Lithium
    LiF
    870

    Natrium
    NaF
    992

    Kalium
    KF
    855

    Rubidium
    RbF
    775

    Cäsium
    CsF
    683


    Hier kann man eine Abnahme des Schmelzpunktes von oben nach unten beobachten; die einzige Ausnahme bilden die Lithiumsalze, die einen relativ niedrigen Schmelzpunkt haben.

    Diese Beobachtungen müssen nun erklärt werden. Warum unterscheiden sich die Schmelzpunkte der Salze voneinander, obwohl doch alle Kationen und Anionen die gleiche Ladung haben (+1 bzw. -1)?

    Die Ionenradien sind maßgebend. Cäsium-Ionen sind größer als Lithium-Ionen, daher ist der Abstand der Ionen in einem CsF-Gitter auch größer als der in einem LiF-Gitter.

    Nach dem COULOMBschen Gesetz ist die Anziehungskraft zwischen zwei elektrischen Ladungen q1 und q2 von der Größe der Ladungen und vom Abstand zwischen den Ladungen abhängig. Je größer der Abstand zwischen den Ionen, desto geringer die Anziehungskraft. Je geringer die Anziehungskraft, desto niedriger der Schmelzpunkt. Beim Schmelzen müssen ja schließlich genau diese Anziehungskräfte überwunden werden.
    Lithium
    LiF
    870
    LiCl
    613
    LiBr
    550
    LiI
    460


    Auch für die verschiedenen Salze eines Alkalimetalls gilt diese Regel. Iodid-Ionen sind wesentlich größer als Fluorid-Ionen, daher haben die Iodide alle einen niedrigeren Schmelzpunkt als die Fluoride.

    Jetzt müssen wir nur noch erklären, warum die Lithiumhalogenide niedrigere Schmelztemperaturen haben als die Natriumhalogenide.

    Eigentlich müssten doch die Ionenabstände noch kleiner und die Anziehungskräfte noch größer sein.

    Bei den Lithiumchloriden kommt aber etwas Neues hinzu: die Lithiumionen sind derart klein, dass sie sozusagen nur noch eine Nebenrolle spielen. Die Hauptmasse des Kristallgitters besteht aus Halogenidionen, die Lithiumionen halten sich quasi in den Lücken dieses Anionengitters auf. Dadurch kommen sich die Anionen viel näher als z.B. bei den Natriumhalogeniden. Es werden jetzt Abstoßungskräfte wirksam, die den Anziehungskräften entgegengesetzt sind.

    Das erklärt (vielleicht) die niedrigeren Schmelztemperaturen der Lithiumhalogenide.

    Übrigens wäre das auch eine zusätzlich Erklärung dafür, dass die Iodide die niedrigsten Schmelztemperaturen haben. Das Iodion ist riesig im Vergleich zu den Metallionen, so dass auch hier die Abstoßungskräfte zwischen den Iodionen wirksam werden, die den Schmelzpunkt weiter verringern.

    Jetzt müssen wir noch klären, wieso die Lithiumhalogenide einen niedrigeren Schmelzpunkt haben als die Natriumhalogenide; eigentlich müsste ihr Schmelzpunkt höher sein, denn der Ionenabstand ist in einem Li-Salz geringer.
    Fluorid
    Chlorid
    Bromid
    Iodid

    Lithium
    LiF
    870
    LiCl
    613
    LiBr
    550
    LiI
    460

    Natrium
    NaF
    992
    NaCl
    800
    NaBr
    747
    NaI
    650


    Die Lithiumionen sind derart klein, dass sie sozusagen nur noch eine Nebenrolle spielen. Die Hauptmasse des Kristallgitters besteht aus Halogenidionen, die Lithiumionen halten sich quasi in den Lücken dieses Anionengitters auf. Dadurch kommen sich die Anionen viel näher als z.B. bei den Natriumhalogeniden. Es werden jetzt Abstoßungskräfte wirksam, die den Anziehungskräften entgegengesetzt sind.

    Übrigens wäre das auch eine zusätzlich Erklärung dafür, dass die Iodide die niedrigsten Schmelztemperaturen haben. Das Iodion ist riesig im Vergleich zu den Metallionen, so dass auch hier die Abstoßungskräfte zwischen den Iodionen wirksam werden, die den Schmelzpunkt weiter verringern.

  7. #7
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