30 Übungen, in denen die Form eines Moleküls über Plus- und Minuspol entscheidet.
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Übungsaufgaben
Dreißig Aufgaben, bunt gemischt — zum Klicken, Ziehen, Zuordnen, Rechnen und Knobeln. Jede Übung gibt dir sofort Rückmeldung; bei Schwierigkeiten helfen dir die gestuften Tipps. Die Chips zeigen das Anforderungsniveau: AFB I heißt wiedergeben und direkt anwenden, AFB II heißt selbst entscheiden und verknüpfen, AFB III heißt begründen, beurteilen oder eine Falle durchschauen. Mix verbindet Wissen aus mehreren Unterkapiteln, Trick warnt: Hier steckt eine Falle drin. Der Balken oben zeigt dir, wie viele der 30 Aufgaben du schon gelöst hast.
A1
Wolken und polare Bindungen
AFB II
Zeichne jedes Molekül als Punkt in das Koordinatensystem: x-Achse = Zahl der Elektronenpaarwolken am Zentralatom, y-Achse = Zahl der polaren Bindungen (ΔEN ab 0,5).
Bewege die Maus über das Koordinatensystem und klicke, um den Punkt zu setzen. Mit der Tastatur: Tab ins Koordinatensystem, Pfeiltasten bewegen den Cursor, Enter setzt.
CHF₃ (4 | 3), SiH₄ (4 | 0), CH₂O (3 | 1), CO₂ (2 | 2), COS (2 | 1). Mit den beiden Zahlen allein erkennst du noch keinen Dipol: CO₂ und SiH₄ sind keine, CHF₃, CH₂O und COS dagegen schon – das entscheidet erst die Anordnung. Typischer Fehler: x und y zu vertauschen oder die unpolare C–H-Bindung mitzuzählen.
Zähle am Zentralatom die Wolken (Mehrfachbindung = 1) und prüfe bei jeder Bindung ΔEN gegen 0,5.
CHF₃: 4 Wolken, 3 polare (C–F). SiH₄: 4 und 0. CH₂O: 3 und 1. CO₂: 2 und 2. COS: 2 und 1.
A2
Mix: Klassenarbeit überprüfen
AFB IIIMix
Überprüfe die Begründungen aus einer Klassenarbeit. Klicke die drei falschen Zeilen an und trage jeweils die Korrektur ein.
Eine Zeile anklicken heißt „diese Aussage ist falsch“. Danach erscheint ein Eingabefeld für die Korrektur.
Die P–H-Bindungen sind:
Korrektur:
Die Bindungen C=O und C=S sind:
Korrektur:
Entscheidend ist ihre:
Korrektur:
Korrektur:
Zeile 1: Die P–H-Bindungen sind unpolar (ΔEN 0,01), also entstehen keine Teilladungen. Zeile 3: C=O (0,89) und C=S (0,03) sind verschieden polar, die Wirkungen heben sich nicht auf. Zeile 5: Es zählt die Anordnung (Symmetrie), nicht die Zahl der polaren Bindungen. Die Zeilen 2, 4, 6 und 7 stimmen. Typischer Fehler: Gestalt und Polarität der Bindungen getrennt zu beurteilen.
Drei Begründungen übersehen entweder die Polarität der Bindungen oder die Anordnung der Schwerpunkte.
Gib nacheinander an, welches Molekül gemeint ist, indem du es im Bild anklickst. Die rote Raute markiert den Schwerpunkt aller δ⁺, der blaue Kreis den aller δ⁻. SnCl₄ und SiH₂Cl₂ sind flach gezeichnet.
Klicke das gesuchte Feld an. Mit der Tastatur: Tab oder Pfeiltasten zum Wandern, Enter zum Auswählen.
SnCl₄: vier gleiche Bindungen, die Schwerpunkte liegen beide im Zentrum. HBr hat zwei Atome, die Schwerpunkte liegen verschieden (Pluspol am Wasserstoff, Minuspol am Brom). SiH₂Cl₂: Die Chloratome unten ziehen stärker, der Schwerpunkt der δ⁻ liegt unter dem der δ⁺. Typischer Fehler: aus „vier gleichen polaren Bindungen“ auf einen Dipol zu schließen.
Ein Dipolmolekül erkennst du daran, dass die beiden Schwerpunkte an verschiedenen Stellen liegen.
Zusammenfallend: SnCl₄. Zwei Atome: HBr. Blau unter Rot: SiH₂Cl₂.
