chemische Bindung

Abitur 1999 - Chemie à chemische Bindung
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chemische Bindung
Atommodelle
à Atommodell nach Thomson - homogene Masse und Ladung, darin Elektronen
à durch Streuversuche von Ruhterford widerlegt
à Schalenmodell (Energiestufenmodell)
• Elektronen nur auf best. Bahnen um Atomkern
• Bahnen = Schalen (K-,L-,M-,...)
• Schale max 2*n² Elektronen, (n - Hauptquantenzahl, kennzeichnet Schale)
• je weiter außen Elektron, desto leichter aus Atomhülle entfernbar
• Besetzung der Schalen von innen nach außen
• best. Fällen wird vor Vollbesetzung eine neue Schale besetzt, Nebengruppen,
Lanthanide, Actinide besetzten innere Schalen
• Hauptgruppenelemente - letztes Elektron immer in Außenschale, Gruppennummer
= Zahl der Außenelektronen
Ionisierungsenergie - Energie, die nötig ist, um aus Atomen ein Elektron zu entfernen
steigt innerhalb Periode bis Edelgas, bei Alkalimetall wieder Minimum
8 Elektronen auf Außenschale (Elektronenoktett) = energiearmer, stabiler Zustand
an chemischen Reaktionen nur Elektronen der Außenschale beteiligt à bestimmen
chemisches Verhalten
Außenelektronen = Valenzelektronen, übrige Elektronen = Rumpfelektronen
Regel von Kosssel
Die Reaktionsfähigkeit von Atomen beruht auf deren Bestreben, durch Aufnahme oder
Abgabe von Elektronen in der Reaktion mit Atomen Edelgaskonfiguration
(Elektronenoktett auf Außenschale) zu erreichen.
Grenzen des Schalenmodells
• räumliche Struktur kann nicht erklärt werden
• Schalenmodell - genaue Angabe von Geschwindigkeit/Ort eines Elektrons à
Widerspruch zu Heisenbergsche Unschärferelation
à Orbitalmodell
Wellenmodell à Elektron nicht auf kreisförmigen Bahnen sondern wahllos um Kern
Orbital
Der nicht scharf begrenzte Raum um den Atomkern, in dem sich ein Elektron mit
großer Wahrscheinlichkeit aufhalten kann. Jedem Orbital entspricht best.
Energieinhalt des Elektrons
à charakterisiert durch Quantenzahlen
• Hauptquantenzahl n (1, 2, 3, ...) - Groborientierung hinsichtlich Energie und
räumlichem Bau
• Nebenquantenzahl l (0 ≤ l ≤ n-1, n ∈ IN) - räumliche Gestalt, Feinstrukturierung
hinsichtlich Energie. (l = 0, 1, 2, 3 à Orbitale = s-, p-, d-, f-Orbitale)
[s - kugelförmig, p - hantelförmig, d - rosettenförmig]
•
•
Magnetquantenzahl m (-l ≤ m ≤ +l, m ∈ Z) - räumliche Orientierung
Spinquantenzahl s (s = ± ½) - jedes Orbital max. 2 Elektronen mit
entgegengesetztem Spin (Eigendrehung des Elektrons)
Pauli-Prinzip
In der Hülle eines Atoms können nie 2 oder mehr Elektronen vorhanden sein, die in
allen 4 Quantenzahlen übereinstimmen.
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Pauli-Aufbauprinzip
Elektronen werden nacheinander mit steigender Energie in die Hülle eingebaut, bis die
Elektronenanzahl des betreffenden Elementes erreicht ist.
Elektronenkonfiguration
Verteilung der Elektronen in einem Atom auf die einzelnen Orbitale
Elektronenzellenschreibweise
Orbitale durch Kästchen dargestellt, Haupt-/Nebenquantenzahl vor Kästchen
Elektronen als Pfeile in Kästchen, entgegengesetzte Pfeile = entgegengesetzter Spin
Kurzschreibweise der Elektronenkonfiguration
nur Haupt-/Nebenquantenzahl, Zahl der Elektronen in Orbitalen als Exponent
Hund Regel
Wenn man die Atomorbitale mit steigender Ordnungszahl Z nacheinander „aufbaut“,
werden energetisch gleichwertige Orbitale (n, l gleich) zunächst nur einfach besetzt
Abfolge der Orbitale nach Schachbrett-Code
à 1s - 2s - 2p - 3s - 3p - 4s - 3d - 4p - 5s - 4d - 5p - 6s - 4f - 5d - 6p - 7s - 5f - 6d - 7p - 8s
Periodensystem
• Atome in Gruppe - analoge Elektronenkonfiguration der Außenelektronen
à chemische Verwandtschaft
• Hauptgruppe - Anzahl der Außenelektronen = Gruppennummer
• Edelgaskonfiguration = vollbesetzte s- und p-Orbitale auf Außenschale
• innere Schalen der Hauptgruppenelemente: s-/p-Orbitale voll besetzt, d-/f-Orbitale
leer oder voll besetzt
• Nebengruppenelemente - d-Orbitale innerer Schalen aufgefüllt, Außen - oft 2 s-El.
• Lanthanide, Actinide - f-Orbitale innerer Schalen
Atombau
à Atomradius
Gruppe - Zunahme von oben nach unten (jede Periode neue Schale)
Periode - Abnahme von links nach rechts (gleiche Schale, aber höhere Kernladung)
à Ionenradius (Vergleich zu entsprechenden neutralen Atomen)
Gruppe - Zunahme von oben nach unten (neue Schalen)
Periode - Kationen viel kleiner (weniger El. à Atomhülle stärker zusammengezogen; bei
Ionisierung äußere El. weg à weniger Schalen)
Anionen viel größer (mehr Elektronen à gegenseitige Abstoßung)
à Ionisierungsenergie (Energie die aufgebracht werden muß um Elektron aus Hülle zu entfernen)
Gruppe - Abnahme (äußere Elektronen weiter vom Kern weg)
Periode - allgemein Zunahme (Radius nimmt ab, Kernladung nimmt zu)
à kleinere Maxima in Perioden (2. und 5. Element)
(durch Elektronenkonfig. der äußeren Schale - 2. Gr.: voll besetztes s-Orbital, 5. Gr.: voll
besetztes s-/halbbesetztes p-Orbital à ganz(halb besetzte Orbitale energetisch günstig)
à Elektronenaffinität
(Energiebetrag der frei wird, wenn ein zusätzliches Elektron in die Atomhülle eingebracht wird)
à groß wenn bei Bildung eines negatoven Ions sehr viel Energie frei wird und umgekehrt
Gruppe - Abnahme
Periode - Zunahme (Max bei 7. Gruppe)
Regel von Kossel (Oktettenregel)
Die Readktionsfähigkeit von Atomen beruht auuf deren Bestreben, durch Abgabe oder
Aufnahme von Elektronen in der Reaktion mit anderen Atomen Edelgaskonfiguration
zu erreichen.
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Ionenbindung
salzartige Stoffe sind Ionenverbindungen
Atomionen
Ionen, die durch Elektronenaufnahme oder -abgabe aus Atomen entstehen.
Kationen (Anionen)
positiv (negativ) geladene Teilchen, die in einem Gleichstromfeld auf die negative
Elektrode, die Kathode (positive Elektrode, die Anode) zuwandern.
Ionenladungszahl
Zahl der positiven/negativen Elementarladungen eines Ions (oben rechts, ± nach)
Ionenwertigkeit
entspricht der Ionenladung (über, ± vor)
Coulombkraft
Q *Q
F =k* 1 2 2
(Coulombgesetz)
r
Anziehungskräfte zwischen Ionen umso größer, je kleiner Abstand zwischen den
Ionen (r) und je größer Ladungen der Ionen (Q)
elektrostatische Kräfte wirken in alle Richtungen gleich à geometrische regelmäßige
Anordnung sehr vieler Ionen (abstoßende/anziehende Kräfte halten Gleichgewicht)
Ionenbindung (ionogene Bindung, elektrovalente Bindung)
der durch elektrostatische Kräfte (Coulomb-Kräfte) bewirkte Zusammenhalt
entgegengesetzt geladener Ionen
Gitter
Bestehen Bindungen zwischen einer bliebigen Zahl von Atomen oder Ionen und sind
diese Atome oder Ionen regelmäßig räumlich angeordnet, so nennt man die
Gesamtheit der aneinander gebundenen Atome bzw. Ionen Atom-Gitter bzw. IonenGitter.
Sind Moleküle regelmäßig räumlich angeordnet, so liegt ein Molekülgitter vor.
Molekül
Bestehen Bindungen zwischen einer endlichen und bestimmten Zahl von Atomen, so
nennt man die Gesamtheit der aneinander gebundenen Atome ein Molekül.
Koordinationszahl
gibt ab, wieviel nächste Nachbarn mit gleichem Abstand ein Teilchen in einem Gitter
besitzt
abhängig von Ladungen und Ionenradien der beteiligten Ionen
Gitterenergie
Energie die frei wird, wenn sich freie Anionen und freie Kationen (aus dem
Unendlichen und aus der Gasphase) zu einem Gitter aus 1 mol der Ionenverbindung
vereinigen, heißt Gitterenergie.
Ausdruck für Stärke der Bindung zw. Ionen à Maß für Stabilität des Gitters
abhängig von
Ionenradien - je größer Ionenradien (je größer Abstand), desto kleiner GE
Ionenladung - je größer Ladung (je größer Kräfte), desto größer GE
Gittergeometrie
Einfluß der GE auf Eigenschaften von Ionenverbindungen
• Schmelz-/Siedetemperatur - je kleiner GE, desto niedriger
• Härte - je größer GE, desto härter ist Verbindung
• Sprödigkeit von Salzen - Spaltung bei Verschiebung die Ionenfront um eine
Gittereinheit (gleichgeladene Ionen nebeneinander)
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Atombindung (Elektronenpaarbindung)
à gemeinsames oder bindendes Elektronenpaar
Atombindung
Der durch Molekülorbitale bewirkte Zusammenhalt zwischen zwei oder mehreren
Atomen heißt Atombindung.
Molekülorbitale
Orbitale, die durch Überlappung zweier Atomorbitale entstehen. Sie werden nicht dem
einzelnen Atom, sondern dem gesamten Molekül zugeordnet.
Zustandekommen der Atombindung
Überlappung der Atomorbitale à zwischen Kernen hohe negative Ladungsdichte à
elektrostatische Kräfte bewirken Zusammenhalt (Zustand minimaler Energie,
abstoßende/anziehende Kräfte im Gleichgewicht)
könne auch gebildet werden, wenn Elektronenpaar nur von einem Partner kommt
σ -Bindung
Atombindung mit Drehsymmetrie um die Bindungsachse und zwischen den Kernen
eine von Null verschiedene Elektronendichte
Berechnung gemeinsamer Elektronenpaare
Oktettbedarf - Summe der Valenzelektronen - Fremdelektronen (Ionen) - Fehlende
Elektronen à gemeinsame Elektronenpaare
Bindigkeit eines Atomes
gibt an, an wieviel gemeinsamen Elektronenpaaren dieses Atom beteiligt ist
Bindungsenergie
Energie, die zur Spaltung der Atombindung nötig ist, bzw. die bei der Ausbildung der
Atombindung frei wird (bezogen auf 1 mol Atombindungen)
à nimmt mit zunehmender Bindungslänge ab (Elektronendichte gering, da große
Ladungswolken)
Ausnahme: kleines Fluormolekül - starke Abstoßung der Kerne à reaktionsfreudig
Polarität einer Atombindung
Maß, wie stark polar (wie stak Ladungsverscheibung) diese Bindung ist. Polarität unso
größer, je größer ∆ EN der an der Bindung beteiligten Atome ist.
Elektronegativität
Fähigkeit eines Atoms Bindungselektronen zu sich zu ziehen (Fluor = 4 - max)
beeinflußt durch
Kernladungszahl - je größer, desto größer EN
Atomradius - je größer, desto kleiner EN
Polare Atombindung
Atombindungen, bei denen das bindende Elektronenpaar auf die Seite eines
Bindungspartners verschoben ist.
Dipole
Moleküle, bei denen die Ladungsschwerpunkte nicht zusammenfallen
zweiatomige mit Atome mit unterschiedlicher EN (verschied. Atome) immer Dipole
Moleküle mit polaren Atombindungen nur dann Dipole, wenn Ladungsschwerpunkte nicht
zusammenfallen
Übergang zwischen Atom- und Ionenbindung
à Ionenbindungen nur zwischen Metallen und Nichtmetallen mit hoher EN
à unpolare Atombindungen nur zwischen gleichen Atomen
∆ EN > 1,7
Ionenbindungsanteil überwiegt
0 < ∆ EN ≤ 1,7
polare Atombindung
∆ EN = 0
unpolare Atombindung
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Räumliche Struktur von Molekülen
à Bau von Methan (Tetraederstruktur, alle Bindungen gleich lang, Winkel 109°28‘)
à Elektronenkonfiguration von Kohlenstoff - sp3 (ein 1s, 4 einfach besetzte 2sp3 )
Grundzustand à Promovierung (damit 4 Bind.) à angeregter/promovierter Zustand
à Hybridisierung (damit Bind. gleich lang) à hybridisierter Zustand/Valenzzustand
Promovierung
Anhebung von Elektronen auf ein höheres Energieniveau
Hybridisierung
Nivelierung von Orbitalen verschiedenen Energieinhaltes zu energetisch
gleichwertigen Orbitalen (Hybridorbitale à sp - linear, sp2 - planar trigonal, sp3 - tetraedrisch)
à Bindungsverhältnisse im Ammoniak
à Tetraederwinkel liegt nicht vor (trotz sp3 ), Winkel ist kleiner
Erklärung: Abstoßung durch voluminöses Orbital mit freiem Elektronenpaar
à Struktur des Wassermoleküls
à 2 gleiche O-H-Bindungen, Winkel 104°40’ à sp3 -Hybridisierung
à Winkel kleiner als Tetraeder durch Abstoßung der 2 freien Orbitale
Mehrfachbindungen
weitere Möglichkeiten des Kohlenstoff zu Hybridisieren
sp2 -Hybridisierung à ein 1s, 3 einfachbesetzte 2sp², ein einfach besetztes 2p
sp³.Hybridisierung à ein 1s, 2 einfach besetzte 2sp, 2 einfach besetzte 2p
à Ethan - Kohlenstoff sp³-Hybridisiert à vier σ -Bindungen in Richtung der Ecken eines
Tetraeders, freie Drehbarkeit (C-C-Achse)
à Ethen - Kohlenstoff sp²-Hybridisiert à 3 σ -Bindungen in Richtung eines gleichseitigen
Dreiecks, eine π -Bindung zwischen den Kohlenstoffatomen, keine freie Drehbarkeit (C-C)
à Ethen - Kohlenstoff sp-Hybridisiert à 2 σ -Bindungen linear angeordnet, 2 π -Bindungen
(= Dreifachbindung) zwischen den Kohlenstoffatomen, keine freie Drehbarkeit (C-C)
π -Bindung
Tritt nur bei Mehrfachbindungen auf, da Voraussetzung für eine π -Bindung die
Existenz einer σ -Bindung ist. Das π -Molekül-Orbital ist nicht drehsymmetrisch zur
Bindungsachse, sondern erstreckt sich, in zwei Hälften geteilt, parallel zu ihr.
Entstehung durch Überlappung paralleler, freier p-Orbitale
experimentelle Unterscheidung zw. beiden nicht möglich, nur verstärkte Bindung
gegenüber Einfachbindung (aber nicht doppelt, da Durchdringung nicht so stark)
Mesomerie
Formale Ladung - jedem Atom wird ein Elektron der Bindung zugeordnet und die
resulierende Anzahl mit der Anzahl der Außenelektronen im neutralen Zustand
verglichen
à z.B.: SO2 - unterschiedliche formale Ladungen des O-Moleküle, aber dennoch
verhalten sich beide gleich à delokalisierte Elektronen (Elektronen in Molekülorbitalen, die
sich über mehr als zwei Atome hinweg erstrecken)
Mesomerie
Erscheinung, daß die tatsächliche Elektronenverteilung in einem Molekül zwischen
der Elektronenverteilung mehrerer exakt formulierter Grenzstrukturen liegt.
• je mehr Grenzstrukturen existieren, desto größer ist die Delokalisation der
Elektronen (desto größer ist der Raum, auf den sich die Elektronen verteilen)
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• Delokalisation à energieärmerer Zustand als Grenzzustände
Mesomerie à energieärmere, stabilere Verbindung verglichen mit Grenzstrukturen.
Energie, die durch Mesomerie bedingt ist heißt Mesomerieenergie
Bedingungen für Mesomerie
• min 3 durchσ -Bindungen verbundene Atome in einer Ebene
• müssen p-Orbitale senkrecht zu dieser Ebene besitzen
• Grenzstrukturen dürfen nicht allzusehr voneinander abweichen
Metallische Bindung
à Metallatome können leicht Elektronen abgeben à über gesamten Metallverband
delokalisiert à „Elektronengas“ wirkt als Kittsubstanz zwischen Atomrümpfen, elektrische
Leitung
à Metallgitter
Übergang zwischen Metallbindung und Ionenbindung
à ∆ EN nimmt zu à freie Beweglichkeit der Elektronen sinkt à Ionenbildung
Übergang zwischen Metallbindung und Atombindung
à ∆ EN nimmt zu à Bindungselektronen werden stärker angezogen à freie
Beweglichkeit der Elektronen sinkt à Atombindung
à fließende Übergänge zischen Bindungstypen à keine eindeutige Zuordnung à
Bindungstyp der überwiegt
Zwischenmolekulare Kräfte
Van-der-Waals-Kräfte
• schwache Anziehungskräfte, jeder Materie zu eigen, Ursache ist
Elektronenbewegung
• je größer Moleküle, desto größer Masse, desto größer Van-der-Waals-Kräfte
• Zustandekommen
• Ladungsdichte aufgrund Elektronenbewegung an beliebiger Stelle im Teilchen
nicht konstant à asymmetrische Verteilung der Elektronen à Dipolbildung
(fluktuierende Dipole)
• Dipol bewirkt Elektronenverschiebung bei benachbarten Teilchen à
Dipolbildung (induzierte Dipole)
• Anziehung der Dipole untereinander
Dipol-Dipol-Wechselwirkungskräfte
• polare Moleküle à permanente Dipole à Moleküle nicht nur durch Van-derWaals-Kräfte, sondern auch als Dipol-Moleküle gegenseitig angezogen
• Wasserstoffbrückenbindungen (Sonderfall einer Dipol-Dipol-Wechselwirkung)
• ausgehend von polaren OH-/NH-Gruppen und vom polaren HF-Molekül
• führen zu O-, N- oder F-Atom einer polaren Gruppe anderer Moleküle
• Wasserstoffatom lagert sich an freies Elektronenpaar des elektronegativeren
Atomes eines anderen Moleküles an à gerichtete Kräfte
à siehe auch „Übersicht über sie chemischen Bindungen“
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