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die chemische Bindung



Grundlagen

wenn Atome chemische Verbindungen miteinander eingehen, dann ändern sich sowohl die chemischen, als auch die physikalischen Eigenschaften



Bindung: Erreichen eines Energieminimums durch Änderungen in der Elektronenhülle

Oktettregel: Alle Elemente sind bestrebt eine voll besetzte Außenschale zu haben und damit Edelgaskonfiguration (.zustand) zu erreichen



Edelgas Neon: 2s22p67

Na -e- Na+
2s
2 2p6 3s1 2s2 2p6

Cl +e- Cl-
2s
2 2p5 2s2 2p6



Ionsierungsenergie: jene Energie, die benötigt wird, um ein e- aus der Hülle eines neutralen Atoms zu entfernen

1. Ionisierungsenergie: E, um das 1. e- eines neutralen Atoms zu entfernen



Elektronenaffinität: Energie, die bei der Aufnahme eines e- durch ein neutrales Atom umgesetzt wird



Metall: niedrige Ionisierungsenergie

niedrige Elektronenaffinität

niedrige Elektronegativität

Nichtmetalle: hohe Ionisierungsenergie

hohe Elektronenaffinität

hohe Elektronegativität



Bindungsmodelle




Metallbildung: Metall + Metall

  • Ausbildung zwischen Atomen mit niedriger EN und EION

  • unendlicher Atomverband, mit über den Verband verteilten (delkoalisierten) e-

  • Elektronengas (frei beweglich), hält positiv geladene Atomrümpfe (Metallgitter) zusammen









    Ionenbindung: Metall + Nichtmetall

  • großer Unterschied in EN bewirkt Ãœbertragung der e- zu den Nichtmetallen

  • geladene Teilchen: Ionen

  • Metall: positiv geladen (Kation)

  • Nichtmetall: negativ geladen (Anion)

  • Bildung durch elektrostatische Anziehung bewirkt die Ausbildung eines Ionengitters



    Atombildung: Nichtmetall + Nichtmetall

  • hohe EN führt zu einer gemeinsamen Nutzung der Bindungselektronen

  • Bildung von abgeschlossenen Einheiten (Moleküle)



    Metallbindung

    Alle Metalle haben durch die Metallbindung im festen (& flüssigen) Zustand gemeinsame Eigenschaften.

  • elektrische Leitfähigkeit

  • Wärmeleitfähigkeit

  • Duktilität (Biegsamkeit)

  • Glanz

  • Undurchsichtigkeit

  • die relativ frei beweglichen e- ermöglichen die gute elektrische Leitfähigkeit

  • der natürliche Wiederstand ergibt sich durch Stöße der e- an den Atomrümpfen

    wir unterscheiden: Leiter, Halbleiter, Isolatoren – Bändermodell

  • Formel der Metalle Fe, Cu …. Nicht Fe2,Cu2











    bekannte Legierungen

  • Messing: Kupfer + Zink (80/20 bis 20/80)

  • Bronze: Kupfer + Zink (90/10 bis 10/90)

  • Amalgam: Quecksilber + anderes Metall

  • Zahnamalgam: Quecksilber + Silber

    Ionenbindung

  • große EN- Unterschiede zwischen Metallen und nicht Metallen bewirken eine Ãœbertragung von e-



    Grund für die Bildung des Ionengitters ist die Gitterenergie, die bei der Bildung eines Ionengitters frei wird



  • Ionenverbindungen werden auch als „Salze“ bezeichnet



    Eigenschaften:

  • Festkörper

  • hoher Schmelzpunkt

  • Isolator

  • im gelösten Zustand sind Salze leitend

  • spröde, hart

  • leitend in Lösungen und Schmelzen

  • oft wasserlöslich



    Nomenklatur:

    1. Metallname

    2. Nichtmetallname

    3. Endung (-at, -it, -id)

    Beispiele:

    Natriumchlorid
    Calciumbromid
    Magnesiumsulfat





    Kationen:

    1.Gruppe: 1+, z.B.: Na+, K+

    2.Gruppe: 2+, z.B.:Mg2+, Ca2+

    3.-12. Gruppe: verschiedene Ionenladungen, maximale Ladung ist die Anzahl der Valenzelektronen

    13. Gruppe: 1+,3+

    14. Gruppe: 2+, 4+, z.B.: Pb2+, Pb4+

    15. Gruppe: 3+, 5+

    1.Teil des Salznamens:

    Name des Metalls, bei verschiedenen möglichen Ladungen römische Zahlen in Klammer



    Fe3+  Eisen (III) …, Pb2+  Blei (II) ..

    Spezielles Kation: NH4+… Ammonium (kein Metall)



    2. Teil des Salznamens:

    Name des Nichtmetalls, Endung lautet auf –id

    Einatomige Anionen.

    Ladung = Gruppennummer – 18

    17. Gruppe: 1-, z.B.: Cl­­-­,Br-,…
    16. Gruppe: 2-, z.B.: O
    2-, S2-,..
    15. Gruppe: 3-, z.B.: N
    3-, P3-,..



    Bestimmung der Summenformel:

  • Positive und negative Ladungen müssen ausgeglichen sein

  • Es muss die einfachste Formel sein



    Formel

    Name

    NaCl

    Natriumchlorid

    MgCl2

    Magnesiumchlorid

    Na­2O

    Natriumoxid

    CaO

    Calciumoxid



    Formel

    Name

    AlF3

    Aluminium(III)fluorid

    Al2O3

    Aluminium(III)oxid

    PbF2

    Blei(II)fluorid

    FeCl3

    Eisen(III)chlorid

    CuCl2

    Kupfer(II)chlorid

    (NH4)3P

    Ammoniumphosphid

    Ca3N2

    Calciumnitrid

    PbO2

    Blei(IV)oxid



    Anionen mit mehreren Atomen auf –id:

    OH-.. Hydroxid

    CN- .. Cyanid

    Anionen von Sauerstoffsäuren:

    Säure

    Name

    Anion

    Name

    H2CO3

    Kohlensäure

    CO32-

    Carbonat

    H2SO4

    Schwefelsäure

    SO42-

    Sulfat

    H2SO3

    Schwefelige Säure

    SO32-

    Sulfit

    HNO3

    Salpetersäure

    NO3-

    Nitrat

    HNO2

    Salpetrige Säure

    NO2

    Nitrit

    H3PO4

    Phosphorsäure

    PO43-

    Phosphat



    Hydrogen – Anionen:



    HCO3- … Hydrogencarbonat

    HSO4- … Hydrogensulfat

    HS- … Hydrogensulfid

    HPO42- … Hydrogenphosphat

    H2PO4- … Dihydrogenphosphat









    Beispiele:

    Name

    Formel

    Bariumhydrogencarbonat

    Ba(HCO3)2

    Calciumchlorid

    CaCl2

    Chrom(III)hydroxid

    Cr(OH)3­­­

    Eisen(III)hydrogenphosphat

    Fe2(HPO4)3

    Mangan(VII)oxid

    Mn2O7

    Calciumnitrid

    Ca3N2

    Magnesiumnitrit

    Mg(NO2)2

    Bariumnitrat

    Ba(NO3)2

    Blei(IV)phosphat

    Pb3(PO4)4

    Kupfer(II)hydrogensulfid

    Cu(HS)2



    Weitere Anionen auf –at:

    MnO4- … Permangant

    Cr2O72- … Dichromat

    S2O32- … Thiosulfat

    SCN- … Thiocyanat

    Beispiele:

    Name

    Formel

    Kaliumpermanganat

    KMnO4

    Calciumphosphat

    Ca3(PO4)2

    Natriumthiosulfat

    Na2S2O3

    Kupfer(II)sulfit

    CuSO3

    Blei(IV)dichromat

    Pb(Cr2O7)2















    wichtige Salze


    Salz

    Weltjahresproduktion (Mio. t 2007)

    Verwendung

    CaCO3 – Kalk

    277

    Kalkmörtel, Zement, Düngemittel, Glas..

    NaCl – Steinsalz od. Kochsalz

    250

    Herstellung von Soda, Speisezwecke, Streusalz,..

    CaSO4 - Gips

    127

    Zwischenwände, Spachtelgips, Gipsverbände,..

    Na2CO3 – Soda

    43

    Glasherstellung, Seifenherstellung,..





    CaCl2 * 6 H2O

    Als Kristallwasser bezeichnet man im Ionengitter eingebaute Wassermoleküle





    Atombindung – Grundlagen



    Valenzstrichformen (Lewis-Formeln):

  • Valenz-e- , die nicht an der Bindung beteiligt sind, werden als Punkte bzw. Striche neben das Atomsymbol geschrieben

  • Ein Bindungsstrich zwischen zwei Atomen symbolisiert ein gemeinsames Elektronenpaar



    Für ein einzelnes Atom:





    Bindungsvorgang:







    zwei einfach besetzte Atomorbitale (AO) überlappen und es bildet sich ein doppelt besetztes Molekülorbital (MO)

    die Anzahl der einfach besetzten AO in einem Atom entspricht der Anzahl der maximal möglichen Bindungen



    alle möglichen Bindungen werden auch geknüpft  maximaler Energiegewinn



    oft bilden sich geschlossene Atomverbände (Moleküle)



    Die Anzahl der möglichen Bindungen ergibt sich aus der Hund´schen Regel:















    Mehrfachbindung:

    Fast nur bei Elementen der 2. Periode (C,N,O)

    Summenformel

    Strukturformel

    H2


    HCl


    H2O


    NH3


    O2


    N2H4


    HNO


    PCl3


    HClO






    Summenformel: z.B.: H2, HCl, H2O, NH3,..

    gibt keine Informationen über den Aufbau des Moleküls!

    Strukturformel: Schreibweise mit Bindungsstrichen (Lewis-Schreibweise)



    Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)



    ermöglicht die geometrische Struktur in einem Molekül vorauszusagen



    1. da Elektronenpaare einander abstoßen, ordnen sie sich so, dass sie maximale Entfernung voneinander haben

    2. Mehrfachbindungen haben einen ähnlichen Platzbedarf, wie Einfachbindungen

    3. nichtbindende Elektronenpaare haben einen erhöhten Platzbedarf







    Hybridisierung:

    ein Modell, um real existierende Bindungsverhältnisse besser verstehen zu können

    Kohlenstoff laut Hund’scher Regel















    durch das Verschmelzen mehrerer Orbitale entstehen neue energiegleiche Orbitale, sogenannte Hybridorbitale

    Vorteil? Energiegewinn!!

    Kohlenstoff:
    s p p p

    - Hybridisierung

    Beispiele:
    C ist „immer“hybridisiert



    Ab der 3. Periode:

  • Einbeziehung er d-Orbitale möglich

  • Hybridisierung nur in Verbindungen mit elektronegativeren Bindungspartnern – nie mit Wasserstoff

  • Maximale Bindungsanzahl = Anzahl der Valenz e-



















    polarisierte Bindung

  • Eine polarisierte kovalente Bindung tritt bei Atomen mit einer EN Differenz > 0,3 auf

  • Grund: die e- werden vom elektronegativeren Element stärker angezogen

  • Teilladungen werden alsdargestellt











  • Polares Molekül (Dipol): der Schwerpunkt de negativen Teilladung und der Schwerpunkt der positiven Teilladungen fallen nicht zusammen



    Jedes polare Molekül muss polarisierte Bindungen enthalten, aber nicht jede Verbindung mit polarisierten Bindungen ist auch ein polares Molekül bzw. Dipol





  • Zwischen einzelnen Dipolen wirken starke Kräfte, die hohe Schmelz- und Siedepunkte zur Folge haben

  • Weitere Dipole: NH3, HF, H2S, CCl4

    Nebenvalenzen



    Nebenvalenzen: schwache Bindungskräfte zwischen einzelnen Molekülen



  • van der Waals – Kräfte

    Kraft zwischen unpolaren Molekülen, schwächste Nebenvalenz



  • Dipol-Dipol Wechselwirkung

    wirkt zwischen Dipolmolekülen, abhängig von Dipolstärke

  • Wasserstoffbrückenbindung

    Wirkt zwischen einem positiv polarisierten H-Atom und einem negativ polarisierten Atom mit nicht bindenden Elektronenpaaren, stärkste Nebenvalenz

  • H-Brücken sind für hohe Siedepunkte verantwortlich

  • H-Brücken stabilisieren z.B. Eiweißmoleküle in der DNA



    Siedepunkte:

  • abhängig von der Molekülmasse und der stärke der Nebenvalenzkräfte

    Löslichkeit:

  • „Ähnliches löst Ähnliches“

  • Polare Stoffe sind in polaren Lösungsmitten, unpolare Stoffe in unpolaren Lösungsmitteln löslich

  • hydrophil (=lipophob): leicht wasserlöslich, meist polare Stoffe

  • hydrophob (=lipophil): wasserunlöslich, meist unpolare Stoffe
















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