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der Atomradius an. Die Außenelektronen der Iod-Moleküle sind deshalb weniger fest gebunden, was dazu führt, dass die temporären und induzierten Dipole stärker ausgeprägt sind. Sie bewirken bei Jodmolekülen somit recht starke Anziehungskräfte, weshalb Jod bei Raumtemperatur fest ist. Je größer die Oberfläche der Moleküle ist, umso größer ist auch die Fläche, mit der sie zueinander Kontakt aufnehmen können und umso stärkere Van-der-Waals-Kräfte bilden sich aus. Zwischenmolekulare Wechselwirkungen Bei der Vorhersage von Stoffeigenschaften kann man sich in der Chemie durchweg auf drei Faustregeln verlassen: Auf Wasser trifft keine dieser Regeln zu! • Gemessen an Stoffen mit ähnlichen kleinen und leichten Molekülen sollte Wasser bei etwa -100 °C schmelzen und bei ca. -80 °C sieden. Es gäbe auf der Erde keine Gletscher, Flüsse oder Meere, sonder nur noch Wasserdampf und wahrscheinlich kein Leben. Bei chemisch ähnlichen Verbindungen nehmen Schmelz- und Siedetemperatur mit wachsender Molekülgröße zu. Die Dichte eines Feststoffes ist größer als die Dichte der Flüssigkeit. Die Dichte einer Flüssigkeit nimmt mit steigender Temperatur ab. • Ähnlich wie eine Kerze in geschmolzenem Wachs sollte Eis in Wasser zu Boden sinken. Gewässer würde dann von unten nach oben zufrieren, die Fische würden allmählich an die Oberfläche gedrückt. Glücklicherweise ist genau das Gegenteil der Fall: Eis schwimmt auf Wasser. ● Wasser hat seine größte Dichte nicht bei 0°C (also als Feststoff), sondern im flüssigen Aggregatzustand bei 4°C. Im Winter sammelt sich deshalb Wasser von 4°C am Grund eines zugefrorenen Sees - das reicht den Fischen zum Überleben. Ursache für die auffallenden Eigenschaften des Wassers sind anziehende Wechselwirkungen zwischen den einzelnen Wasser- Molekülen, die Wasserstoffbrückenbindungen. - Die dafür nötigen Voraussetzungen sind: - Vorhandensein einer stark polaren Bindung Vorhandensein von mindestens einem freien Elektronenpaar am elektronegativen Atom der polaren Bindung Bei einer Wasserstoffbrückenbindung befindet sich ein H-Atom zwischen einem O-Atom, an das es durch eine Elektronenpaarbindung gebunden ist, und einem O-Atom eines anderen Wasser-Moleküls, von dem es über ein freies Elektronenpaar angezogen wird. Jedes Wasser-Molekül kann so über seine beiden H-Atome und über die beiden freien Elektronenpaare seines O-Atoms insgesamt vier Wasserstoffbrücken ausbilden. H H -10 H H H H 10 H Im Eis ist diese maximale Anzahl an Wasserstoffbrückenbindungen ausgebildet. Dadurch ergibt sich ein regelmäßig gebautes Gitter mit Hohlräumen zwischen den Wasser-Molekülen. Mit steigender Temperatur brechen Wasserstoffbrücken auf, das Eis schmilzt. Frei gewordene Wasser-Moleküle können dann Hohlräume besetzen, die Dichte nimmt daher bis 4 °C zu. Über 4°C steigt der Anteil frei beweglicher Wasser-Moleküle an und sie nehmen mehr Platz ein. Die Dichte sinkt wieder.