Siede- und Schmelzpunkte in der homologen Reihe der n-Alkane

am 10. Oktober 2011.

Quelle: Unbekannt (noch aus meiner eigenen Schulzeit)

Die Schmelztemperaturkurve ist stark vereinfacht.
Tatsächlich gibt es hier zwischen den Alkanen mit gerader und ungerader Anzahl an Kohlenstoff-Atomen Sprünge.

Um den Sachverhalt zu verdeutlichen, wurden im Diagramm die Temperaturpunkte zu einer Temperaturkurve verbunden.

Folgende Aussagen kann man dem Diagramm entnehmen:

Tipp: Diagramme veranschaulichen Abhängigkeiten zwischen Größen. Hier zwischen den Molekülmassen und den Siede- bzw. Schmelzpunkten.

Hauptaussage: Je größer die Moleküle eines n-Alkans sind, also je größer die Molekülmasse dieser Moleküle ist, desto höher ist der Siede- und Schmelzpunkt des Alkans.

Fachsprache: In dem Diagramm sind die Siede- und Schmelzpunkte der ersten vierzehn n-Alkane gegen deren Kettenlänge, also gegen ihre Molekülmassen aufgetragen.
Mit steigender Molekülmasse steigt auch der Schmelz- und Siedepunkt.
Der Anstieg der Siedepunkte ist größer als der Anstieg der Schmelzpunkte.
Bei Raumtemperatur liegen die ersten vier n-Alkane der homologen Reihe gasförmig vor, die n-Alkane Pentan bis Tridecan sind bei Raumtemperatur hingegen flüssig.
[Hier ist das Diagramm jedoch leider etwas ungenau! Erst ab 17 Kohlenstoffatomen sind die n-Alkane fest. Die Alkane davor sind zähflüssig (viskos).

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van-der-Waals-Kräfte

am 01. Januar 2017.

Erläuterung für die unterschiedlichen Siedepunkte in der homologen Reihe der n-Alkane

Zwischen unpolaren Atomen und Molekülen treten schwache Anziehungskräfte auf. Diese schwachen zwischenmolekularen Kräfte kommen durch kurzzeitige, zufällige Verschiebungen von Elektronen zustande. Durch diese temporären Verschiebungen treten kurzzeitige Ladungsverschiebungen auf (temporäre Dipole bzw. Partialladungen). Diese Ladungsverschiebungen beeinflussen auch benachbarte Atome insofern, als sie dort auch für eine Ladungsverschiebung sorgen (induzierte Dipole). Diese hier beschriebenen, sehr schwachen zwischenmolekularen Kräfte zwischen unpolaren Atomen und Molekülen nennt man nach dem Entdecker van-der-Waals-Kräfte.

Die van-der-Waals-Kräfte nehmen mit zunehmender Kettenlänge, also zunehmender Masse der Moleküle und zunehmender Berührungsfläche, zu. Das hat zur Folge, dass sich die Moleküle mit zunehmender van-der-Waals-Kraft untereinander immer stärker anziehen. Dies wiederum bedeutet, dass man mehr Energie zufügen muss (länger erwärmen muss), bis die Moleküle eine Geschwindigkeit erreichen, die es ihnen erlaubt in den gasförmigen Zustand übergehen zu können.

Das gleiche gilt natürlich auch für die Schmelztemperatur.

(1) = Große Molekülmasse, große Berührungsfläche => große van-der-Waals-Kraft

(2) = Kleine Molekülmasse, kleine Berührungsfläche => kleine van-der-Waals-Kraft

Folgende Zeichnungen zeigen ein Gedankenexperiment, bei dem ein Gemisch aus den Stoffen n-Pentan, n-Octan und n-Nonan langsam erhitzt wird.

Die Moleküle mit geringer Molekülmasse können sich nicht so stark anziehen, als die Moleküle, die größer sind.

Das kann man technisch ausnutzen, um ein solches Gemisch zu trennen (siehe: Die fraktionierende Destillation).

Es gibt noch eine andere zwischenmolekulare Kraft, die noch einen größeren Effekt auf die Siedetemperatur hat. Es ist die gleiche Kraft, die du schon bei den Wasser-Molekülen kennengelernt hast: Die "Wasserstoffbrücken". Sie spielen nicht nur beim Wasser eine wichtige Rolle, sondern auch bei den Alkoholen.

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