Molekülstruktur von Ethanol einfach erklärt: Eigenschaften

Hast du dir schon einmal die Hände mit flüssigem Desinfektionsmittel eingerieben? Dir ist bestimmt aufgefallen, dass es sich auf der Haut plötzlich sehr kalt anfühlt und die Flüssigkeit in Sekundenschnelle verschwindet.

Das liegt daran, dass Desinfektionsmittel zum Großteil aus Alkohol (Ethanol) besteht. Ethanol verdunstet viel schneller als normales Wasser, weil seine Moleküle anders aufgebaut sind. In dieser Lektion schauen wir uns die Molekülstruktur und physikalische Eigenschaften von Ethanol ganz genau an und finden heraus, warum es sich so anders verhält als Wasser oder das Gas in einem Feuerzeug.

Vorwissen

• Polare Bindungen und Dipole: Wenn in einem Molekül ein Atom die Elektronen stärker anzieht als ein anderes, entstehen Teilladungen (Partialladungen). Das Molekül hat dann einen Plus- und einen Minuspol (Dipol).

  Beispiel: Im Wasser-Molekül ($\text{H}_2\text{O}$) ist der Sauerstoff leicht negativ ($\delta-$) und der Wasserstoff leicht positiv ($\delta+$).

• London-Dispersionskräfte: Sehr schwache Anziehungskräfte, die zwischen unpolaren Molekülen wirken.

  Beispiel: Alkane wie Propan ziehen sich nur durch diese schwachen London-Kräfte an.

Aufgabentyp 1: Molekülstruktur und Siedepunkte vergleichen

Um die physikalischen Eigenschaften von Ethanol zu verstehen, müssen wir uns seinen Aufbau genau ansehen. Das Ethanol-Molekül ($\text{C}_2\text{H}_5\text{OH}$) ist wie ein Zentaure aus der Mythologie: Es besteht aus zwei völlig unterschiedlichen Hälften. Der erste Teil ist die unpolare Ethylgruppe ($\textcolor{#9570FF}{\text{C}_2\text{H}_5}$). Sie verhält sich genau wie ein Alkan. Der zweite Teil ist die polare Hydroxygruppe ($\textcolor{#08BFFF}{\text{-OH}}$).

In der Hydroxygruppe zieht das Sauerstoffatom die Elektronen viel stärker an als das Wasserstoffatom. Dadurch entsteht eine ungleiche Ladungsverteilung: Das Sauerstoffatom wird leicht negativ ($\delta-$) und das Wasserstoffatom leicht positiv ($\delta+$). Das Molekül wird zu einem Dipol.

Weil sich Plus und Minus anziehen, wirken die OH-Gruppen wie kleine Magnete. Das leicht positive Wasserstoffatom des einen Moleküls zieht das leicht negative Sauerstoffatom eines anderen Moleküls an. Diese starke Verbindung nennt man Wasserstoffbrückenbindung. Ethanol-Moleküle können diese Brücken untereinander, aber auch mit Wasser-Molekülen bilden. Das erklärt, warum sich Alkohol so gut mit Wasser mischen lässt.

Es gibt jedoch einen wichtigen Unterschied zu Wasser: Ein Wasser-Molekül ($\text{H}_2\text{O}$) hat zwei polare Wasserstoffatome und kann daher viele Brücken zu seinen Nachbarn bauen. Ein Ethanol-Molekül hat nur ein einziges polares Wasserstoffatom in seiner OH-Gruppe. Es kann also weniger Wasserstoffbrückenbindungen ausbilden als Wasser.

Wenn eine Flüssigkeit kocht (siedet), werden die Moleküle durch die Hitze so stark bewegt, dass sie sich voneinander lösen und als Gas in die Luft fliegen. Je stärker sich die Moleküle gegenseitig festhalten, desto mehr Hitze (Energie) brauchen wir, um sie zu trennen.

Schauen wir uns drei Stoffe im Vergleich an:

• Propan (Siedepunkt $-42 \text{ °C}$): Propan ist unpolar. Zwischen den Molekülen wirken nur die sehr schwachen London-Dispersionskräfte. Die Moleküle lassen sich extrem leicht trennen, weshalb Propan schon bei eisigen Temperaturen ein Gas ist.

• Ethanol (Siedepunkt $78 \text{ °C}$): Ethanol bildet dank seiner OH-Gruppe Wasserstoffbrückenbindungen. Diese sind viel stärker als die London-Kräfte bei Propan. Die Moleküle halten fester zusammen, weshalb wir Ethanol auf $78 \text{ °C}$ erhitzen müssen, damit es kocht.

• Wasser (Siedepunkt $100 \text{ °C}$): Wie wir gelernt haben, kann Wasser mehr Wasserstoffbrückenbindungen pro Molekül ausbilden als Ethanol. Die Wasser-Moleküle kleben am stärksten aneinander. Deshalb hat Wasser den höchsten Siedepunkt in diesem Vergleich.

Die London-Dispersionskräfte, die an der unpolaren Ethylgruppe des Ethanols wirken, spielen hier nur eine winzige Nebenrolle. Die starke Wasserstoffbrückenbindung ist der Hauptgrund für den relativ hohen Siedepunkt von Ethanol.

Schritt-für-Schritt-Anleitung

Wenn du in einer Prüfung erklären sollst, warum ein Stoff einen höheren Siedepunkt hat als ein anderer, gehe so vor:

1. Untersuche die Molekülstruktur und prüfe, ob die Moleküle polare Gruppen (wie die OH-Gruppe) besitzen oder ob sie komplett unpolar sind.
2. Bestimme die zwischenmolekularen Kräfte. Unpolar = schwache London-Dispersionskräfte. Polar mit OH-Gruppe = starke Wasserstoffbrückenbindungen.
3. Vergleiche die Anzahl der Brücken. Wenn beide Stoffe Wasserstoffbrückenbindungen bilden, prüfe, welches Molekül mehr polare Wasserstoffatome hat.

Durchgerechnete Beispiele

Wichtige Erkenntnisse

• Das Ethanol-Molekül besteht aus einer unpolaren Ethylgruppe und einer polaren Hydroxygruppe (OH-Gruppe).
• Die OH-Gruppe ist ein Dipol und ermöglicht die Bildung von starken Wasserstoffbrückenbindungen.
• Ethanol bildet weniger Wasserstoffbrückenbindungen als Wasser, da es nur ein polares Wasserstoffatom besitzt.
• Wasserstoffbrückenbindungen sind viel stärker als London-Dispersionskräfte. Deshalb hat Ethanol einen höheren Siedepunkt ($78 \text{ °C}$) als unpolare Alkane wie Propan ($-42 \text{ °C}$).