1. Falls du das Skript Teil D noch nicht erhalten hast, musst du dieses zuerst ausdrucken (benötigt für das Selbststudium am Computer werden vorerst allerdings nur die Seiten 1–23).
2. Drucke auch gleich die Lernziele (Teil 1) aus, falls du das entsprechende Blatt nicht bereits erhalten hast.
3. Schau zur Einführung ins neue Thema dieses Video (8:25 min, mau).
4. Ergänze mithilfe des Videos (letztes Bild) die Lücken auf der Seite 1 und halte (inkl. Beschriftungen) in der Abbildung unten das Kugel-Wolken-Modell für Chlor und Wasserstoff fest.
5. Studiere nun die Seite 1 und löse die Aufgabe 1 (eine Musterlösung folgt später).

1. Studiere die Seite 2 bis zum Kästchen und halte mithilfe dieser Folie die zwei Beispiele für die Bedeutung der Valenzelektronen fest.
2. Schau dieses Video (4:27 min, mau) und halte ganz unten auf der Seite 2 unter "Bsp." die Lewis-Formel(n) für ein Cl-Atom fest.
3. Studiere den Rest der Seite 2 (doppelt eingerahmte Kästchen bedeuten, dass die dort vermittelten Konzepte für jede Prüfung präsent sein müssen – auch in der 5. Klasse).
4. Löse die Aufgabe ganz unten auf der Seite 2.
5. Korrigiere allenfalls die Lewisformel für Bor (B), nachdem du dieses Video (4:07 min, mau) angeschaut hast.
1. Vollziehe das, was die Lehrperson gezeigt hat, selbst nach: zur Website PhET.
6. Kontrolliere deine Lösungen zu den Aufgaben auf der Seite 1 und 2 mithilfe dieser Musterlösung.

1. Schau zum Einstieg das folgende Video zu den Edelgasen (6:31 min, "musstewissen Chemie"):

2. Halte nun – auf der Seite 3 oben – mithilfe des PSE die Namen der einzelnen Edelgase (Hauptgruppe VIII) fest.
3. Studiere die ganze Seite 3. Die verschiedenen Anwendungen sind auf diesen 3 Folien zusätzlich visualisiert.
4. Halte zusätzlich auf der Rückseite der Seite 2 die Antworten zu folgenden Fragen fest:
1. Welche Funktion hat Argon bei Isolationsfenstern (vgl. Video, ab Position 5:22)?
2. Welche Funktion hat Argon oder Stickstoff bei Lebensmitteln, welche "unter Schutzatmosphäre verpackt" wurden?

1. In diesem Modul erfahren wir…
   • warum sich Edelgasatome nicht binden (Edelgasregel),
   • wie Atome sich zu Molekülen binden und was die Atome zusammenhält (Atombindung),
   • welche Geometrie dabei die Atome einnehmen
   • und was hinter der Wertigkeit – auf der Basis der Lewisformel – steckt.
   Das sind zentrale Fragen beziehungsweise Konzepte der Chemie, auf die wir immer wieder zurückgreifen werden. Es lohnt sich, hier gut zu folgen und sich diese Konzepte zu merken bzw. zu verinnerlichen.
2. Warum sich Edelgasatome nicht binden, wird uns von der Chemistry Cat auf diesen 4 Folien erklärt (Hinweis: "noble gas" = Edelgas).
3. Lies das Kapitel "Die Oktettregel" auf der Seite 4 und ergänze die Lücken mithilfe der letzten Folie.

1. Schau dieses Video (5:03 min, mau), in dem am Beispiel des Cl₂-Moleküls erklärt wird, wie zwei Atome sich zu einem Molekül binden.
2. Halte in deinem Skript auf der Seite 4 (unten) das letzte Bild aus dem Video fest.
3. Ergänze – basierend auf den Erklärungen im Video bzw. auf den Aufzeichnungen auf der Seite 4 – die Lücken auf der Seite 5 oben.
4. Lies das Kästchen auf der Seite 5 und vergleiche deinen Lückentext mit dieser Folie.
5. Löse nun die Aufgabe 1.
6. Vergleiche deine Ausarbeitung mit der Musterlösung.

1. Schau dieses Video (6:36 min, mau).
2. Halte in deinem Skript – ganz unten auf der Seite 5 – unter "Lewis-Schreibweise" das letzte Bild aus dem Video fest.
3. Lies das ganze Kapitel zur Wertigkeit auf der Seite 5 als Zusammenfassung durch und löse dann die Aufgabe 2.
4. Vergleiche deine Ausarbeitung mit der Musterlösung.

1. Studiere den oberen Teil der Seite 6 (inkl. Kästchen).
2. Schau nun dieses Video (6:02 min, mau).
3. Halte auf der Seite 6 beim Beispiel H₂S das letzte Bild aus dem Video fest:
1. Beachte das rechts noch das Beispiel Kohlensäure Platz haben muss.
2. Freiwillig: Du kannst auf der Website "PhET" unter "Modell" gerne nachvollziehen, was im Video zur Geometrie des H₂S-Moleküls demonstriert wurde.

1. In den letzten 2 Modulen haben wir einige zentrale Konzepte kennengelernt (u. a. Lewisformel, Okettregel und Atombindung), die – bei Bedarf zur Repetition – in folgendem Video wiederum von Mai Nguyen-Kim – einer promovierten Chemikerin, Wissenschaftsjournalistin und TV-Moderatorin – erklärt werden (6:43 min, musstewissen Chemie):

1. Lies nochmals das Kästchen auf der Seite 6.
2. Nun schauen wir das zweite Beispiel für das Zeichnen von Molekülen in Lewis-Schreibweise an, nämlich die Kohlensäure: Video (8:39 min, mau):
1. Halte auf der Seite 6 unter "H₂CO₃" – also rechts neben dem Beispiel H₂S – das letzte Bild aus dem Video fest.

2. Überzeuge dich selbst auf dieser Website (Purdue University) von der planaren Struktur und den Bindungswinkeln dieses Moleküls.

   Hinweis: Am Anfang ist etwas Geduld nötig, bis das Molekül geladen ist. Mit der Maus kannst du das Molekül drehen.

3. Zeichne – mithilfe der eben angewendeten Regeln – die Lewisformel folgender Moleküle: H₂O, NH₃:
1. Halte diese Beispiele auf der Rückseite der Seite 5 fest.
2. Zeichne nicht direkt die Lösung, sondern links zuerst die Atome einzeln vor dem Verbinden (die Atome und einfach besetzten Wolken aber korrekt ausgerichtet) und rechts das fertige Molekül mit verbundenen Atomen und 3-D-nahen Bindungswinkeln.
3. Beurteile die Geometrie der Moleküle: linear, planar, 3-D (und bei Letzterem so genau wie möglich).
4. Eine Musterlösung dazu folgt später.
4. Ganz unten auf der Seite 6 sind noch drei Moleküle als Beispiele für Einfach-, Doppel- und Dreifachbindung zu zeichnen:
1. Zeichne auch hier nicht direkt die Lösung, sondern links zuerst die Atome einzeln vor dem Verbinden und rechts das fertige Molekül.
2. Beurteile wiederum die Geometrie der Moleküle.
5. Vergleiche deine Ausarbeitung zu (4) mit der Musterlösung.

1. Studiere die Tabelle auf der Seite 7 oben.
1. Hier findest du die restlichen Antworten bzw. Lösungen zu den Aufgaben unter Schritt (3) und (4) in der vorhergehenden Karte.

2. Das auf der Seite 6 unten gezeichnete N₂-Molekül ist linear; in 3-D sieht es so aus.

   Hinweis: Am Anfang ist etwas Geduld nötig, bis das Molekül geladen ist. Mit der Maus kannst du das Molekül drehen. Leider werden die zwei nichtbindenden Elektronenpaare (je eines an beiden N-Atomen) nicht dargestellt.

2. Löse nun die Aufgabe 1 (ohne Steckmodelle natürlich nicht von Hand, sondern mit der Maus, d. h. softwarebasiert):
1. Lies dazu zuerst diese Anleitung.
2. Öffne nun die Website "PhET", wähle "Modell" und setze die 4 Moleküle der Aufgabe 1 zusammen: Das violette Atom ist immer das Zentralatom; die Einfachbindung hat schon ein Atom dran (H-Atom in unserem Fall); die Doppelbindung hat auch schon ein Atom dran (O-Atom bei uns); ergänze die nichtbindenden Elektronenpaare; lass Bindungswinkel und Molekülgeometrie anzeigen.

3. Wechsle nun zu "Reale Moleküle" und wählen die 4 Molekülsorten aus. Wenn du vorher alles richtig gemacht hast, sollten die Moleküle gleich aussehen, deren Atomen verfügen jedoch nun über die üblichen Kennfarben.

   Hinweis: Wenn die geometriebeeinflussenden, nichtbindenden Elektronenpaare nicht dargestellt werden, obwohl die entsprechende Option ausgewählt ist, hast du die entsprechende Simulationseinstellung noch nicht vorgenommen.

3. Lass nochmals das CH₄-Molekül darstellen: Das hilft dir beim Lösen der Aufgabe 2.
4. Auch beim Lösen der Aufgabe 4 hilft dir die PhET-Website (jetzt wieder "Modell").
5. Löse zum Abschluss die Aufgabe 3.
6. Vergleiche deine Lösungen zu den Aufgaben 2–4 mit der Musterlösung.
7. Überzeuge dich zum Abschluss noch von der 3-D-Form der 6 Moleküle bei der Aufgabe 3.

(Hinweis: Organisatorisch gehört diese Unterkarte schon zur nächsten Doppellektion und damit zur nächsten Hauptkarte "Ionenbindung").

1. Nun kommen wir direkt zur Sache: Schau dieses Video (0:51 min, nanoo.tv) zur Wassersynthese an.
2. Für diese Reaktion, also jene von Wasserstoff und Sauerstoff zu Wasser, wollen wir nun die Reaktionsgleichung in Lewis-Schreibweise formulieren: Video (3:22 min, mau):
1. Halte das letzte Bild des Videos im Skript auf der Seite 8 oben fest.
3. Löse nun die Aufgaben 1 und 2 auf der Seite 8.
4. Vergleiche deine Ausarbeitung mit der Musterlösung.

(Hinweis: Organisatorisch bildet diese Unterkarte zusammen mit der letzten Unterkarte der 3. Hauptkarte "Lewisformeln von Molekülen" eine Einheit im Umfang einer Doppellektion.)

1. Nichmetallatome verbinden sich über Atombindungen zu Molekülen. Wie verbinden sich jedoch Metallatome mit Nichtmetallatomen?
1. Schau zu diesem Zweck zuerst dieses Video (3:07 min, YouTube) zur Kochsalzsynthese an, die wir bereits beim Thema Halogene kennengelernt haben.
2. Halte die Beobachtungen zum Versuch auf der Rückseite der Seite 8 fest.
2. Lies nun die Versuchsbeschreibung und die Beobachtung zur Kochsalzsynthese auf der Seite 9 oben.
1. Wir möchten nun ergründen, warum hier kein flüchtiger Stoff aus Molekülen, sondern ein Feststoff (Verband) entsteht, dessen Lösung in Wasser den elektrischen Strom leitet.
3. Dazu betrachten wir die Teilchen bei der NaCl-Synthese im Schalenmodell und in der Lewis-Schreibweise: Video (9:02 min, mau).
1. Halte im Skript auf der Seite 8 unten und Seite 9 oben das letzte Bild des Videos fest.
2. Lies das ganze Kapitel "Bindung von Metallatom mit Nichtmetallatom – Die Ionenbindung" auf der Seite 8/9.
3. Ergänze mithilfe der Erklärungen im Video den Lückentext auf der Seite 9.
4. Schau zum Abschluss diese Animation an.
4. Die Lösung zum Lückentext findest du in diesem Video (2:41 min, mau).
5. Zum Abschluss schauen wir uns noch die ganze Reaktionsgleichung in Lewis-Schreibweise an: Video (5:51 min, mau):
1. Halte auf der Seite 9 – "unter" dem Versuch – das letzte Bild des Videos fest.
2. Übrigens: Salzwasser leitet den Strom, da die geladenen Teilchen (Na⁺ und Cl^–) nicht mehr in einem Gitter sind und im elektrischen Feld zu den gegensätzlich geladenen Polen (Minus-/Pluspol) wandern können, womit ein Strom fliesst. Ergänze diese Erklärung bei der Beobachtung zum Versuch auf der Seite 9.

(Hinweis: Mit dieser Unterkarte (und bis zur letzten Unterkarte dieser 4. Hauptkarte) startet eine Einheit im Umfang einer Doppellektion.)

1. Schau – bei Bedarf – als Repetition des Ionenbegriffs bzw. der Ionenbildung und -bindung das folgende Video (8:55 min, "musstewissen Chemie"):

1. Wie leitet man die Ionenladung mithilfe des PSE her? Schau dazu dieses Video (4:52 min, mau).
1. Halte – mithilfe des letzten Bildes des Videos – die ersten 2 Regeln im Kästchen auf der Seite 10 oben fest.
2. Wie bestimmt man die Formeln von Ionenverbindungen (Salzen)? Schau dazu dieses Video (6:58 min, mau).
1. Halte – mithilfe des letzten Bildes des Videos – die dritte Regel im Kästchen auf der Seite 10 oben fest.
2. Die Ausführungen zur Wertigkeit werden auf der Rückseite der Seite 9 notiert.

1. Was versteht man unter der Ionen-Schreibweise? Schau dazu dieses Video (3:39 min, mau).
1. Halte das letzte Bild des Videos auf der Mitte der Seite 10 unter "Ionen-Schreibweise" fest.
2. Die Ausführungen zum Aufbau des Salzes Calciumchlorid werden auf der Rückseite der Seite 9 notiert.

1. Löse die Aufgaben 1–3 auf der Seite 10.
2. Vergleiche deine Ausarbeitung mit der Musterlösung.
1. Melde dich bei der Lehrperson, wenn du gewisse Aspekte – trotz Musterlösung – nicht verstehst.
3. Löse zum Abschluss die Aufgabe 4 auf der Seite 10.
4. Vergleiche deine Ausarbeitung wiederum mit der Musterlösung.

1. Lies die Zusatzseite S. 10c (diese Seite findet sich auch hier, falls du sie nicht ausgedruckt erhalten hast).
1. Halte unter dem Artikel in 2–3 Sätzen fest, warum zu viel Cola-Trinken gefährlich sein kann.

1. Zum Einstieg hast du die Möglichkeit, einige faszinierende Bilder von kristallinen Metallen zu sehen:
1. Den Text musst du nicht lesen; die Zuordnung Bild und Metall genügt.
2. Die Kristalle wurden im Labor gezüchtet. Nur Gold, Silber und Kupfer finden sich in der Natur kristallin. Die Kristalle sind ein Hinweis auf den regelmässigen Aufbau und damit auf einen Reinstoff.
3. Wir stellen uns heute die Frage, was die Metallatome im Kristallgitter zusammenhält, und lernen dabei, was man unter der metallischen Bindung versteht.
2. In diesem Video (2:40 min, mau) werden einige Eigenschaften von Metallen vorgestellt.

1. Studiere die Seiten 11–12.
2. Um die Erklärungen besser zu verstehen, sollen auf dieser Website die Animationen und Bilder zur metallischen Bindung und zu den metallischen Eigenschaften Verformbarkeit und elektrische Leitfähikeit studiert werden.
3. Studiere die Seite 13.
4. Löse nun die Aufgaben 1–4 auf der Seite 13.
1. Zur Aufgabe 4 findet sich hier die im Skript erwähnte Animation.
2. Wähle "1. Metallische Leiter" und dann "Modelldarstellung I". Schalte nun den Strom ein und dann die Wärmezufuhr mehrmals ein und dann wieder aus.
3. Achte dabei nicht nur auf die dargestellten Teilchen, sondern auch auf die Anzeige der Stromstärke, welche in Ampere (A) angegeben wird.
5. Vergleiche deine Ausarbeitung zu den Aufgaben 1–4 mit der Musterlösung.
6. Studiere zum Abschluss die Seite 14.

1. Lies die Zusatzseiten S. 13b–c (diese Seite finden sich auch hier, falls du sie nicht ausgedruckt erhalten hast).
2. Löse nun die Aufgaben 5–7 auf der Seite 13c:
1. Zur Aufgabe 7 hast du hier den angegebenen Link.

1. Ein durch Reibung aufgeladener Kunststoffstab wird an einen Wasserstrahl gehalten: Video (0:13 min, nanoo.tv):
1. Halte die Beobachtung zum Versuch auf der Seite 15 oben fest.
2. Um diese Beobachtung, aber auch weitere Stoffeigenschaften wie den hohen Siedepunkt von Wasser zu erklären, müssen wir die Atombindungen im Wassermolekül genauer anschauen. Nach der metallischen Bindung im letzten Modul – und der Ionenbindung in weiteren zwei Modulen zuvor – kommen wir also auf die Bindung zwischen Nichtmetall-Atomen in Molekülen zurück.

1. In diesem Video (6:19 min, mau) wird erkärt, was eine unpolare und was eine polare Atombindung ist:
1. Halte das letzte Bild des Videos auf der Seite 15 oben fest.
2. Studiere nun die Seiten 15–16 bis zur Aufgabe auf der Mitte der Seite 16.
3. Nimm dein Periodensystem (PSE) und suche in der Legende die Elektronegativität (EN):
1. Löse nun die Aufgabe in der Mitte der Seite 16.
2. Die Lösung erfährst du im Video im nächsten Schritt.
4. Schau dieses Video (16:39 min, mau) zur Bindungspolarität und zu den 3 Bindungstypen:
1. Halte die Ausführungen zur Bindungspolarität in der Tabelle auf der Seite 16 fest.
2. Die Ausführung zu den 3 Bindungstypen auf der Basis der EN sind auf der Rückseite der Seite 15 ganz unten festzuhalten.
5. Lies den Rest der Seite 16.

1. In diesem Video (6:05 min, mau) wird erklärt, wie man bestimmen kann, ob ein Molekül ein Dipolmolekül ist oder nicht.
1. Halte das letzte Bild des Videos auf der Seite 17 oben fest.
2. Lies die Definition auf der Seite 17 oben.

1. Löse die Aufgaben 1–3 auf der Seite 17.
2. Zur Aufgabe 3:
1. Kontrolliere deine Antwort, indem du dieses kurze Video (0:28 min, nanoo.tv) anschaust.
2. Überlege dir zusätzlich, warum sich Wassermoleküle gegenseitig anziehen.
3. Vergleiche deine Lösungen mit der Musterlösung.

1. Schau zur Einführung in das neue Modul dieses Video (4:43 min, mau).
2. Um die unterschiedlichen Schmelz- und Siedepunkte von molekular aufgebauten Stoffen begründen zu können, müssen wir zuerst das Konzept der polaren Bindung und der dahinterstehenden Elektronegativität (EN) mit dem folgenden Video (3:48 min, "einfach erklärt") repetieren:

3. Wir müssen uns auch nochmals – und zwar mit dem folgenden Video (4:50 min, "einfach erklärt") – in Erinnerung rufen, wann ein Dipolmolekül vorliegt und wann nicht (trotz polarer Bindungen):

1. Lies den kurzen Abschnitt "Zwischenmolekulare Kräfte" im Skript auf der Seite S. 17 unten.
2. Wechsle auf die Seite 18 und studiere dort die Definition zu "Dipol-Dipol-Kräften" (DD-Kräften), der ersten Art von zwischenmolekularen Kräften (ZMK).
3. Schau dieses Video (2:29 min, mau) zu den DD-Kräften bei HCl:
1. Halte das Beispiel auf der Seite 18 unter dem Kästchen fest.

1. Schau dieses Video (9:15 min, mau) zum zweiten Typ von zwischenmolekularen Kräften, den Wasserstoffbrücken (H-Brücken):
1. Halte die Beispiele H₂O und NH₃ unter dem Kästchen "Wasserstoffbrücken" auf der Seite 18 fest.
2. Halte bei NH₃ auch fest, dass die H-Brücken nicht bei Zimmertemperatur, sondern nur unter ‑33 °C ausgebildet werden können.
2. Welche Voraussetzungen müssen nun allgemein erfüllt sein, damit H-Brücken gebildet werden können? Dieses Video (10:52 min, mau) vermittelt die Regeln:
1. Halte das letzte Bild des Videos im Kästchen "Wasserstoffbrücken" fest.
2. Vergiss nicht die Definition im Kästchen für die aktive Stelle zu präzisieren.
3. Markiere die 3 NOF-Atome in deinem PSE und mach einen Vermerk "H-Brücke".
3. Studiere das ganze Kapitel "Wasserstoffbrücken" auf den Seiten 18–19 (oben).

1. Schau dieses Video (5:59 min, mau) zum dritten Typ von zwischenmolekularen Kräften, den Van-der-Waals-Kräften (VdW):
1. Halte das letzte Bild des Videos ganz unten auf der Seite 19 fest (VdW-Kräfte zwischen Helium-Atomen).
2. Halte auch fest, dass diese VdW-Kräfte bei Helium nicht bei Zimmertemperatur, sondern erst unter –269 °C ausgebildet werden können. Beim Helium sind das also extrem schwache Kräfte.
2. Studiere das ganze Kapitel "Van-der-Waals-Kräfte" auf den Seiten 19–20 (ohne Kästchen auf der Seite 20).

1. Studiere das Kästchen auf der Seite 20, inklusive Fussnote.
2. Löse die Aufgabe 1 (und nur diese):
1. An der Prüfung kommt garantiert eine Aufgabe in diesem Stil: Zuerst Lewisformel herleiten, dann Dipol-Beurteilung, ZMK zwischen zwei Molekülen einzeichnen und dann am Schluss Stoffe nach Siedepunkt ordnen.
2. Es lohnt sich hier, zeitliche und geistige Ressourcen zu investieren, da wir diese Grundlagen in der 5. Klasse bei fast jedem Thema wieder benötigen.
3. In den Fällen, bei welchen keine Dipolmoleküle vorliegen, sind die einzigen wirksamen Kräfte die VdW-Kräfte.
3. Vergleiche deine Ausarbeitung mit der Musterlösung.
1. Melde dich bei der Lehrperson, wenn du gewisse Aspekte – trotz Musterlösung – nicht verstehst.

1. Schau zur Einführung in das neue Modul dieses Video (4:25 min, mau).

1. Rufe dir das Konzept der Dipol-Dipol-Kräfte (DD-Kräfte) mit diesem Video (3:09 min, SimpleClub) in Erinnerung.
2. Repetition der Wasserstoffbrücken (H-Brücken), wähle:
1. entweder die ausführliche Version unter Repetition der polaren Bindung: Video (7:49 min, "musstewissen Chemie")
2. oder die kompakte Version: Video (4:11 min, SimpleClub).

   Hinweis: Wir betrachten – im Unterschied zu den Autoren der Videos – Chlor nicht als Atomsorte, die eine H-Brückenbildung ermöglicht. Für uns sind das nur die "NOF"-Atome.

3. Methanol aus dem letzten Modul (vgl. Aufg. 1, S. 20) ist ein Dipolmolekül, welches H-Brücken ausbildet, im Unterschied zum Nicht-Dipol Tetrachlorkohlenstoff (CCl₄), bei welchem dafür wegen der hohen Molekülmasse von 154 u (viele Elektronen) starke VdW-Kräfte ausgebildet werden:
1. Das folgende Video zeigt, dass die H-Brückenbildung dynamisch ist, d. h., es werden zwischen den sich bewegenden Methanol-Molekülen dauernd H-Brücken gelöst und wieder neue gebildet. Identifiziere zuerst ein einzelnes Molekül CH₃OH, bevor du das kurze Video startest und mehrfach abspielst: Video (0:05 min, nanoo.tv).
2. Der folgende Versuch zeigt, dass bei Zimmertemperatur beide Stoffe – Methanol (CH₃OH) und Tetrachlorkohlenstoff (CCl₄) flüssig sind, aber ein feiner Strahl der Flüssigkeiten sich von einem geladenen Kunststoffstab nur in einem Fall auslenken lässt: Video (0:52 min, nanoo.tv).

1. Die Van-der-Waals-Kräfte (VdW-Käfte) repetieren wir mit folgendem Video (4:07 min, "einfach erklärt"):

2. Wie können Geckos an einer senkrechten Glasscheibe "hängen"? Die Antwort gibt dieses Video (2:02 min, "Planet Schule").
3. Aus den Erkenntnissen zum Aufbau von Geckofüssen lassen sich Hightech-Anwendungen entwicklen. Das folgende Video (5:16 min, "DW") zeigt drei Beispiele aus der Forschung:

1. Studiere nochmals das Kästchen auf der Seite 20.
2. Löse die Aufgabe 2:
1. Es sind zwingend immer zwei Moleküle zu zeichnen. Nur so sieht man, wo genau und weshalb (gegensätzliche Partialladungen) zwischen Molekülen Anziehungskräfte ausgebildet werden können.
2. In den Fällen, bei welchen keine Dipolmoleküle vorliegen, sind die einzigen wirksamen Kräfte die VdW-Kräfte. Auch diese sind mit Wechselwirkungspfeilen zu visualisieren.
3. Vergleiche deine Ausarbeitung mit der Musterlösung.
1. Melde dich bei der Lehrperson, wenn du gewisse Aspekte – trotz Musterlösung – nicht verstehst.

1. Betrachte in dieser Animation (JSmol, KSZN) in 3-D die Anordnung der Wassermoleküle in Eis bzw. flüssigem Wasser:
1. Klicke auf "Wasserstoffbrücken ein".
2. Welche Darstellung entspricht nun dem flüssigen bzw. dem festen Wasser?
3. Wie viele H-Brücken finden sich pro Wassermolekül in der linken bzw. rechten Darstellung? Stopp dazu die Rotation.

   Hinweis: Mit der Maus bzw. dem Finger lässt sich der Molekülverbund bzw. -verband drehen.

2. Antwort: In der rechten Abbildung erkennt man, dass die H₂O-Moleküle nach einem gewissen Muster ausgerichtet und regelmässig angeordnet sind, womit ein Molekülgitter (= Eis) vorliegt. Jedes H₂O-Molekül im Innern des Gitters weist die maximale Anzahl von H-Brücken auf (also vier H-Brücken), während in flüssigem Wasser (Abbildung links) die Moleküle eine unterschiedliche Anzahl von H-Brücken aufweisen: meist 2, seltener 1, 3 oder 4 H-Brücken.
3. Dieses Video (0:24 min, nanoo.tv) zeigt in Zeitlupe, was beim Auflösen eines Eisgitters durch die Energiezufuhr in Form eines roten LASER-Pulses innerhalb gut 30 Picosekunden (30 ⋅ 10^–12 sec) passiert.
4. Studiere nun die Seite 21.
5. Löse die Aufgabe 3.
6. Dieses Video (11:44 min, mau) präsentiert dir die Lösung zur Aufgabe und fasst die Theorie auf der Seite 21 zusammen.
7. Das folgende Experiment zeigt zum Abschluss eindrücklich, dass die gleiche Menge Wasser in Form von festem Wasser mehr Platz braucht (Dichteabnahme) als im flüssigen Zustand: Video (1:38 min, KS Stadelhofen).

1. Schau zur Einführung in das neue Modul dieses Video (6:59 min, mau).

1. Studiere die Seiten 22:
1. Studiere insbesondere die Legenden zur Abb. 1 und 2 und visualisiere – mit Bleistift – die dort erwähnten Kräfte direkt in der Abbildung mit den üblichen Wechselwirkungspfeilen und benenne die ZMK.
2. Ergänze nun deine Skizzen mithilfe dieser Folie. Verwende Farben.
3. Studiere nun das Kästchen auf der Seite 23.
4. Löse die Aufgaben 4 und 5.
5. Vergleiche deine Ausarbeitung mit der Musterlösung.

1. Die folgende Abbildung gibt den Aufbau eines Salzes am Beispiel von NaCl wieder: Salze bestehen aus geladenen Teilchen (Ionen), die ein Gitter bilden. Ionenverbindungen liegen immer bei der Kombination von Metall (hier: Na⁺) und Nichtmetall (hier: Cl^–) vor.

   

   NaCl-Gitter (Quelle: Wikipedia)

2. Schau als Repetition des Ionenbegriffs bzw. der Ionenbildung das folgende Video (4:54 min, "musstewissen Chemie"):

3. Studiere nun das Kapitel "Hohe Schmelz- und Siedepunkte von Salzen" (S. 24, Mitte) bis und mit Kästchen.
4. In diesem Video (5:09 min, mau) wird erklärt, weshalb die Ionengrösse und die Ionenladung den Schmelzpunkt von Salzen beeinflusst:
1. Ergänze mithilfe des letzten Bilds des Videos das Kästchen, am besten auf der Rückseite der Seite 23 in der unteren Hälfte (nicht S. 24 wie im Video erwähnt; oben auf der Rückseite der Seite 23 kommt später noch eine andere Illustration hin.)
2. Ergänze zusätzlich: Die Ionengrösse wird u. a durch die Anzahl Schalen bestimmt. So ist Na⁺-Ion grösser als Li⁺-Ion, da das Na⁺-Ion eine Schale mehr hat.
5. Lies nun die Fussnote 2 und studiere den Nachtrag zur Ionengrösse auf der Seite 31.
6. Löse nun die Aufgaben 1 und 2.
7. Vergleiche deine Ausarbeitung mit der Musterlösung.