Bundesrealgymnasium Imst Chemie 2010

Bundesrealgymnasium Imst
Chemie 2010-11
Klasse 4
Chemische Bindungen
Dieses Skriptum dient der Unterstützung des Unterrichtes - es kann den Unterricht aber nicht ersetzen, da im
Unterricht der Lehrstoff detaillierter aufgearbeitet wird, als dies im Skriptum der Fall ist.
Ergänzungen zum Skriptum werden während des Unterrichts durchgeführt.
In diesem Skriptum sind nur wenige Diagramme und Zeichnungen enthalten. Die fehlenden Diagramme werden
im Unterricht erarbeitet.
Inhalt
5
Chemische Bindungen.................................................................................................... 13
5.1
Einteilung der Bindungen......................................................................................... 13
5.2
Atombindung ............................................................................................................ 13
5.3
Ionenbindung ............................................................................................................ 14
5.4
Metallbindung .......................................................................................................... 14
5.5
Intermolekulare Bindungen ...................................................................................... 15
5.5.1
Wasserstoffbrückenbindungen ........................................................................... 15
5.5.2
Van-Der-Waals Bindungen ................................................................................ 15
Chemie
Klasse 4
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Chemische Bindungen
Chemische Bindungen
Einzelne isolierte Atome existieren unter den Bedingungen, die auf der Erde herrschen, nur
bei Edelgasen. Die anderen Atome liegen in Atomverbänden vor. Den Zusammenhalt von
Atomen innerhalb eines Atomverbandes nennt man chemische Bindung.
5.1 Einteilung der Bindungen
Die Einteilung der Elemente in Metalle und Nichtmetalle führt zu einer einfachen Systematik
der Modelle der chemischen Bindung. Je nach Art der Bindungspartner kann man drei Fälle
unterscheiden: Bindungen zwischen Nichtmetall-Atomen
Nichtmetall Atomen und Nichtmetall-Atomen,
Nichtmeta
Bindungen zwischen Nichtmetall-Atomen
Nichtmetall
und Metall-Atomen
Atomen und Bindungen zwischen
Metall-Atomen und Metall-Atomen.
Atomen.
5.2 Atombindung
Zwischen Nichtmetall-Atomen,
Atomen, die die Tendenz besitzen, Elektronen aufzunehmen kommt es
zu einer Bindung, die auf gemeinsamer
gemeinsamer Nutzung von Elektronen basiert. Jeder
Bindungspartner stellt Elektronen zur Verfügung, die dann im Einflussbereich beider Kerne
liegen. Diese Art der Bindung ist gerichtet und es entstehen meist geschlossene Einheiten, die
man als Moleküle bezeichnet.
Abb. 5-1: In einer Atombindung entstehen Molekülorbitale. D. h. jeweils ein Elektron von zwei an der Bindung
beteiligten Atome, bilden ein Elektronenpaar und stehen dann diesen beiden Atomen gemeinsam zur Verfügung.
5.2.1 Polare Atombindung
Das Atom mit dem größeren Elektronegativitätswert (EN)
zieht die bindenden Elektronen stärker zu sich heran als das
Atom mit dem kleineren EN-Wert.
Wert. Dadurch wird die
Ladungsverteilung entlang der Atombindung asymmetrisch.
Das Atom des stärker elektronegativen Elements erhält eine
negative Teilladung, das Atom des schwächer
elektronegativen Elements eine positive Teilladung.
Abb. 5-2: Ladungsverteilung
ungsverteilung einer polare Atombindung am Beispiel eines HCl-Moleküls.
HCl Moleküls.
5.2.2 Unpolare Atombindung
Unpolare Atombindungen kommen nur zustande, wenn
sich zwei Atome absolut gleicher Elektronegativität
miteinander verbinden. Dies ist nur bei Bindungen
zwischen Atomen
omen des gleichen chemischen Elements der
Fall.
Abb. 5-3: Ladungsverteilung einer unpolaren Atombindung am
Beispiel Cl2.
Dr. K.-H. Offenbecher
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Chemische Bindungen
5.3 Ionenbindung
Bei einer Verbindung zwischen Nichtmetall-Atomen
Nichtmetall
und
Metall-Atomen
Atomen kommt es zu einer Übertragung von
Elektronen. Es entstehen geladene Teilchen, die Ionen, und
die Bindungskraft ist eine ungerichtete, elektrostatische
Anziehung zwischen den unterschiedlich geladenen Ionen.
Lithium Ionen und Fluorid Ionen sind einfache Ionen. Sie
entstehen durch Elektronenabgabe und –aufnahme. Jedes
Atom ist bestrebt, 8 Elektronen (Edelgaskonfiguration)
(
auf
seiner äußersten Schale zu haben Oktettregel
Abb. 5-4: Entstehung einer Ionenbindung durch den Austausch von
negativen Ladungen (Elektronen) am Beispiel von Lithiumfluorid.
Bei einer solchen Reaktion reagieren allerdings nicht nur zwei,
sondern Millionen von Atomen miteinander. Die Ionen ziehen
sich nun gegenseitig an und gruppieren sich so, dass sich die
größtmögliche Anziehung und die kleinstmögliche Abstoßung
ergibt. Das bedeutet, dass sich um jedes Anion möglichst viele
Kationen anordnen und ungekehrt. Dabei entsteht
ents
eine
regelmäßige Anordnung der Ionen, ein sogenanntes Ionengitter.
Abb. 5-5: Im Ionengitter von Natriumchlorid ordnen sich um die Na+-Ionen
Cl--Ionen an, bzw. um ein Cl--Ion
Ion genauso viele Na+-Ionen.
5.4 Metallbindung
Bei der Bindung zwischen Metall-Atomen
Metall Atomen besteht bei den Bindungspartnern die Tendenz,
Elektronen abzugeben. Die Elektronen verbleiben im Metallverband; sind aber keinem
bestimmten Atom zuzuordnen. Die Valenzelektronen bilden ein Elektronengas, welchen den
Zusammenhalt der positiven Atomrümpfe bewirkt.
Die positiv geladenen Atomrümpfe bilden ein sogenanntes Metallgitter (Metallkristall), in
dem sie – analog zu einem Ionengitter – regelmäßig angeordnet sind. Es gibt verschiedene
Gittertypen: Der häufigste Gittertyp ist der kubische Gittertyp
mit einer würfelförmigen Elementarzelle. Seltener treten
Metalle in hexagonalen, orthorombischen, monoklinen und
triklinen Gitterformen auf.
Aus dem besonderen Kennzeichen der metallischen Bindung,
der „Verschmierung“
hmierung“ (Delokalisierung) der Valenzelektronen
über den gesamten Kristall, entsteht eine ungerichtete
Bindung.
Abb. 5-6: Im Metallgitter ordnen sich die positiven Atomrümpfe regelmäßig an. Die delokalisierten
delokalisie
(freien)
Elektronen bilden dazwischen ein Elektronengas.
Dr. K.-H. Offenbecher
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Chemische Bindungen
5.5 Intermolekulare Bindungen
Die Kräfte, die zwischen Molekülen wirken, nennt man Nebenvalenzkräfte. Diese Kräfte
müssen überwunden werden, wenn Stoffe Schmelzen oder Verdampfen. Von der Stärke
dieser Kräfte hängt der Aggregatszustand von Stoffen bei Raumtemperatur ab.
5.5.1 Wasserstoffbrückenbindungen
Die H-Brückenbindung stellt eine Dipol-Dipol Wechselwirkung dar, bei der ein positiv
polarisiertes H-Atom mit einem nicht bindenden Elektronenpaar eines negativ polarisierten
Atoms wechselwirkt. Je stärker das H-Atom polarisiert ist, desto stärker bildet sich die HBrückenbindung aus.
Der Dipol des Wassermoleküls kommt dadurch zustande, dass die beiden Atome ihr
Bindungselektron unterschiedlich fest an sich ziehen. Der Sauerstoff besitzt eine größere
Elektronegativität als das Wasserstoffmolekül. Dadurch wird das Bindungselektron des
Wasserstoffs näher an das Sauerstoffatom herangezogen, so dass das Wasserstoffmolekül
partiell positiv geladen ist. Der Sauerstoff erhält dagegen eine partiell negative Ladung.
Diese partiell geladenen Wassermoleküle können nun untereinander Wechselwirken. Es
kommt zwischen unterschiedlichen Ladungen zu
einer Anziehung, während sich gleiche Ladungen
abstoßen. Jedes Wassermolekül kann diese
sogenannte Wasserstoffbrückenbindung mit bis zu 4
Nachbarn ausbilden. Nimmt man z.B. ein Glas
Wasser, so ist theoretisch jedes Wassermolekül
wenigstens über eine H-Brückenbindung mit einem
weiteren Wassermolekül verbunden. Genau diese
"unendlich" großen Moleküle, verleihen Wasser
seinen flüssigen Zustand bei Temperaturen von 0-100
°Grad und seine außergewöhnlichen Eigenschaften.
Ohne diese Wasserstoffbrücken wäre das Wasser
unter Normalbedingungen (= 1 Atmosphäre Druck
und 25 Grad C) ein Gas.
5.5.2 Van-Der-Waals Bindungen
Bei unpolaren Molekülen kommt es aufgrund der Bewegung der Elektronen zu kurzfristigen
Ladungsverschiebungen. Schwache Dipole entstehen, die bei benachbarten Teilchen ebenfalls
eine Polarisierung hervorrufen. Die schwachen
Wechselwirkungen zwischen spontanen und induzierten
Dipolen werden als Van-Der-Waals-Kräfte bezeichnet.
Die Stärke ist von der Molekülgröße und der
Molekülstruktur abhängig.
Elektronen in einem Atom können sich nur in
bestimmten Grenzen bewegen, was zu einer ständig
wechselnden Ladungsverteilung im Kleinstteilchen
führt. Sobald der Schwerpunkt der positiven Ladungen
vom Schwerpunkt der negativen Ladungen räumlich
getrennt ist, kann man von einem Dipol sprechen, denn es gibt hier zwei elektrische Pole.
Einzelne unpolare Moleküle kann man jedoch nur als temporäre Dipole bezeichnen, denn ihre
Polarität ist von der Elektronenverteilung abhängig, und diese wechselt ständig. (In polaren
Molekülen dagegen ist die Dipoleigenschaft auf Grund der Elektronegativitäten der Atome
und der Raumstruktur dauerhaft, deshalb nennt man sie permanente Dipole oder Dipole im
engeren Sinne.).
Dr. K.-H. Offenbecher
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