Atome und ihre Bindungen

Atome und ihre Bindungen
Atomaufbau
• Im Atomkern befinden sich die
Protonen (positiv geladen) und die
Neutronen (neutral). P und N sind
ungefähr gleich schwer und machen
99% der Atommasse aus.
• Um den Kern kreisen die Elektronen
(negativ geladen). Die Elektronen sind
fast Massefrei.
• Das Atom hat gleich viele Elektronen () wie Protonen (+) und ist nach aussen
hin neutral.
Bohrsches Atommodell
• Im Bohrschen Atommodell kreisen die
Elektronen (-) in Schalen mit
zunehmendem Abstand um den Kern.
• Die erste Schale kann 2 Elektronen
aufnehmen.
• Die jeweils äusserste Schale kann max. 8
Elektronen aufnehmen.
• Die Elektronen in der äussersten Schale
nennt man „freie Elektronen“ oder
Valenzelektronen.
• Weil 8 Elektronen in der äussersten
Schale zu einem energetisch günstigen
Zustand führt, streben die Atome diesen
Zustand an. Man nennt das
Edelgaskonfiguration.
Atome im PSE
• Im Periondensystem findet man
in den Spalten der Hauptgruppen
die Anzahl der Valenzelektronen.
– Na
– Al
– Cl
1 Valenzelektron
3 Valenzelektron
7 Valenzelektron
• Die Zeilen geben die Anzahl
Schalen an.
– O
– Mg
– Ti
2 Schalen
3 Schalen
4 Schalen
Atome im PSE
•
•
In den Nebengruppen werden die unteren
Schalen weiter aufgefüllt, weshalb diese
Atome 0, 1 oder 2 Valenzelektronen
besitzen (Liste).
Die Ordnungszahl gibt die totale Anzahl der
Elektronen in einem Atom an.
– H
– F
– Al
•
total 1 Elektron
total 9 Elektronen
total 13 Elektronen
Die Anzahl der Valenzelektronen bestimmt
das Bindungsverhalten der Atome.
Atombindung
• Bei der Atombindung gehen Atome
zusammen, welche die äusserste
Schale fast voll haben. Das sind die
Nichtmetalle.
• Die Atome teilen sich 1, 2 oder 3
Valenzelektronen um die
Edelgaskonfiguration zu erhalten.
• Dazu müssen sie nahe
zusammenrücken.
• Es wirken starke Bindungskräfte in der
Atombindung.
• Ist eines der Atome grösser, so zieht es
die Valenzelektronen stärker an sich
und das Molekül wirkt nach aussen hin
Polarisiert (Dipol). Bsp. Wasser
https://www.youtube.com/watch?v=MMZEVIrZRds
Fluor gehört in die Hauptgruppe 7 und braucht nur
noch 1 Valenzelektron zur Edelgaskonfiguration.
Jedes Atom gibt ein Elektron zum Teilen her.
Silizium brauch noch 4 Elektronen und Wasserstoff
noch 1 Elektron um die Edelgaskonfiguration zu
erreichen. 4 Wasserstoffatome geben je ein
Elektron und Silizium jeder seiner 4
Valenzelektronen zum Teilen.
Ionenbindung
• Bei der Ionenbindungen gehen
Atome welche wenige
Valenzelektronen abgeben wollen
mit Atomen zusammen, welche
wenige VE aufnehmen wollen.
• Das sind Nichtmetalle mit Metallen.
Es entstehen Salze.
• Atome die Elektronen abgeben,
nennt man Kationen (+) und Atome
die Elektronen aufnehmen, nennt
man Anionen (-).
• Positive und Negative Ladungen
ziehen sich in alle Richtungen an.
Daher folgt die Anordnung der
Atome im Kristall.
https://www.youtube.com/watch?v=AW5WkC0yx6E
Metallbindung
• Bei der Metallbindung gehen
Atome aus der Metallgruppe unter
sich zusammen.
• Metallatome haben wenige
Valenzelektronen und möchten
diese gerne abgeben.
•
•
Bei der Metallbindung haben die
Metallkationen ihre
Valenzelektronen abgegeben. Diese
können sich frei in einem
Elektronengas um die Kationen
herum bewegen.
Das Elektronengas (-) hält die
Kationen (+) zusammen in einer
Gitteranordnung.
https://www.youtube.com/watch?v=C1PluI74Um4
Metallcharakter
•
•
•
Charakteristische Eigenschaften der Metallen
sind die elektrische Leitfähigkeit, die mit
steigender Temperatur abnimmt, der
metallische Glanz (normalerweise silberweiß),
die Formbarkeit (Duktilität), sie sind wenig
flüchtig (teils hohe Schmelz- und
Siedepunkte)und wärmeleitend. Als chemische
Eigenschaft sei ihr elektropositiver Charakter
anzuführen.
Diese Charakteristischen Eigenschaften der
Metalle sind durch die besondere
Beweglichkeit der Valenzelektronen in der
Metallbindung zu erklären.
Je lieber ein Element seine Valenzelektronen
abgibt, umso stärker ist sein metallischer
Charakter ausgeprägt.
Metallcharakter
•
•
•
Der Metallcharakter nimmt von links nach rechts
ab, weil mit zunehmender Anzahl Elektronen die
Kernladung und somit die Kernanziehungskraft
steigt. Zudem geben die Atome ihre
Valenzelektronen weniger gern ab, je mehr sie
davon haben.
Der Metallcharakter nimmt nach unten hin zu,
weil mit zunehmender Anzahl Schalen die
Valenzelektronen durch den zunehmenden
Atomradius weniger stark durch
Anziehungskräfte des Kerns gebunden sind.
Die starke Oxidierbarkeit der Metalle lässt sich
ebenfalls durch die freie Beweglichkeit der
Valenzelektronen erklären. Metalle wirken
Elektronenabgebend und der Sauerstoff nimmt
Elektronen auf und bindet sich so an die
Oberfläche der Metallschicht.