Chemische Bindung

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Chemische Bindung

• Periodensystem - Atome - Moleküle 2
• Periodensystem(e) 3
• Nichtmetalle - Metalloide 5
• Eigenschaften der Elemente 6
• Bindungstypen 7
• Ionenbindung 8
• Kovalente, homöopolare Bindung 10
• Kovalente Bindung Beispiele 11
• Beispiele Oktett-Theorie 12
• Vergleich kovalente-ionische Bindung 13
• Metallische Bindung 14
• Orbitale 15
• Hybridorbitale 16
• Molekülformen 17

Ue Mol 1
2
Periodensystem - Atome - Moleküle
Mendeleev (1871) Eigenschaften der chemischen
Elemente variieren periodisch

• 109 bekannte Elemente
• 87 Metalle
• 26 sind radioaktiv
• 16 sind künstlich
• 11 sind gasförmig
• 2 sind flüssig

• Eigenschaften der Metalle
• glänzend, scheinend, formbar
• Wärme- und Stromleiter
• alle sind fest bei Raumtemperatur (Ausnahme Hg)
• geben Elektronen ab, bei Reaktionen mit
  Nichtmetallen

Ue Mol 2
3
Periodensystem(e)
Periodic spiral of T. Benfey
Stowe's physicists periodic table
Ue Mol 3
4
Periodensystem(e)
Triangular periodic table by E. Zmaczynski
Alexander 3D arrangement of the elements
Ue Mol 4
5
Nichtmetalle - Metalloide

• Eigenschaften der Nichtmetalle
• schlechte Wärme- und Stromleiter
• Vorkommen als Gase (Cl2), Flüssigkeiten (Br2)und
  Festkörper (I2)
• nehmen Elektronen bei Reaktionen mit Metallen
  auf, teilen Elektronen bei Reaktionen mit anderen
  Nichtmetallen

• Eigenschaften der Metalloide
• Halbleiter-Eigenschaften
• verhalten sich wie Metalle bei Reaktionen mit
  Nichtmetallen
• verhalten sich wie Nichtmetalle bei Reaktionen
  mit Metallen
• zeigen unterschiedliche chemische Eigenschaften

Ue Mol 5
6
Eigenschaften der Elemente
Atomdurchmesser nimmt mit jeder Elektronenschale
zu und innerhalb einer Periode ab
Ue Mol 6
7
Bindungstypen
Bindung Bindungsenergie

• Ionenbindung (heteropolare Bindung) -1 eV .. -10
  eV
• Kovalente Bindung (homöopolare Bindung) -1 eV ..
  -10 eV
• Van der Waals Bindung -0,01 eV .. -0,1 eV
• Wasserstoffbrückenbindung bis -0,5 eV
• Metallische Bindung -1eV .. -10 eV

Bindungsenergie ist negativ bei der
Molekülbindung wird diese Bindungsenergie
freigesetzt (der stabilste Zustand ist der
Zustand mit der minimalsten Energie)
Ionenbindung und kovalente Bindung sind
nichtreale Grenzfälle der chemischen Bindung
(d.h. es gibt keine rein ionische oder rein
kovalente Bindung!)
Ue Mol 7
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Ionenbindung
Edelgase besitzen Elektronenkonfigurationen mit
abgeschlossenen Elektronenschalen. Diese
vollständige Besetzung der Schalen bewirkt die
chemische Inaktivität der Edelgase.
W.Kossel (1915)
Ionenbindung Elektronenaustausch der
Bindungspartner, damit ihre Atomhüllen
Edelgaskonfiguration annehmen. Atome werden durch
elektrostatische Kräfte zusammengehalten.
Ue Mol 8
9
Ionenbindung
Zwei Partner bei Ionenbindung (Ziel ?
Edelgaskonfiguration der beteiligten
Ionen) 1) Element mit niedriger
Ionisationsenergie - wenig Energie ist notwendig
um Elektron(en) vom Atom zu entfernen 2) Element
mit großer Elektronenaffinitätsenergie (
Energie, die frei wird, wenn ein Elektron an ein
neutrales Atom angelagert wird)
Valenz (maximale Wertigkeit) maximale Anzahl der
Elektronen, die ein Atom aufnehmen bzw. abgeben
kann, um Edelgaskonfiguration zu erreichen
Ue Mol 9
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Kovalente, homöopolare Bindung
Nur eine geringe Anzahl der chemischen
Verbindungen sind ionisch gebunden
Speziell bei der Bildung von zweiatomigen
Molekülen mit gleichen Partnern versagt die
Theorie der Ionenbindung. Lewis entwickelte die
Oktett-Theorie, mit deren Hilfe die kovalente
Bindung gedeutet werden konnte. Quantentheorie
liefert eine Erklärung für die homöopolare
Bindung.
Gilbert N. Lewis (1916)
Für die Hüllenelektronen ist die
Edelgaskonfiguration am günstigsten 2s 6p
Elektronen 8 Elektronen (Oktett)
Homöopolare Bindung durch Bildung von
Elektronenpaaren. Die Elektronen-paare gehören
beiden Bildungspartnern!
Beispiel H2-Molekül ( H-H )
Ue Mol 10
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Kovalente Bindung Beispiele
Oktett-Regel wenn Atome eine kovalente Bindung
eingehen, versuchen sie so viele Elektronen zu
teilen, daß die äußerste Elektronenschalen auf 8
Elektronen aufgefüllt werden (H und He auf 2
Elektronen)
Jeder Punkt stellt ein Valenzelektron dar.
Elektronen, die zu zwei Atomen gehören, werden
als Strich eingezeichnet.
Stickstoff-Molekül
Chlor-Molekül
O2-Molekül
CO2-Molekül
Siehe auch http//library.thinkquest.org/3659/
Ue Mol 11
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Beispiele Oktett-Theorie
CH4
NH3
H2O
H2SO4
Die Oktetttheorie geht davon aus, dass 8
Valenz-elektronen zur Edelgaskonfiguration
beitragen. Abweichungen treten auf, wenn, wie im
Fall von Schwefel, nicht nur s- und p-Elektronen,
sondern auch d-Elektronen die Valenzelektronenscha
le bilden. Daher ist es auch möglich, dass im
H2SO4 Molekül die beiden freien O-Atome durch
Doppelbindungen mit dem S-Atom verbunden sind und
nicht, wie erwartet, nur mit einer Einfachbindung.
Oft werden nur jene Elektronen eingezeichnet, die
zur Bindung beitragen.
Ue Mol 12
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Vergleich kovalente-ionische Bindung
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Metallische Bindung

• Metalle und Legierungen haben besondere
  Eigenschaften, u.a.
• hohe Festigkeit und Dehnbarkeit
• großes Absorptions- und Reflexionsvermögen
• hohe elektrische und thermische Leitfähgkeit

• Drude postulierte 1900, dass diese Eigenschaften
  nur durch die sog. metallische Bindung ermöglicht
  werden
• eine vollständige Delokalisation der
  Valenzelektronen
• Metallgitter besteht aus postiven Ionen
• im Feld der Gitterionen können sich die
  Valenzelektronen quasifrei bewegen
  (Elektronengas)
• Quantentheorie liefert die Erklärung für die
  metallische Bindung

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Orbitale
Orbitale sind Elektronenzustände in einem Atom
(quantenmechanisch gekenn-zeichnet durch die
Quantenzahlen n, m, l)
3s orbital
3d orbitals
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Hybridorbitale
Bestimmte Bindungen lassen sich oft nur dadurch
erklären, daß sich die Elektronenhüllen der
Bindungspartner wesentlich von der der
ungebundenen Atome im Grundzustand unterscheiden.
Beispiel CH4, 4-Wertigkeit des
Kohlenstoffes Kohlenstoff besitzt 2 s- und 2
p-Elektronen. Im CH4 Molekül jedoch bilden sich
vier gleichwertige Bindungen mit den H-Atomen.
Die Bildung des Moleküls erfolgt über den Umweg
eines angeregten Zustandes des C-Atoms
(Promovierung) und der Bildung von sog. sp3 -
Hybridorbitalen (Hybridisierung) aus einem s und
drei p Elektronen. Der Endzustand ist energetisch
günstiger als der Ausgangszustand. Bei der
Hybridisierung bilden sich 4 gleichwertige sp3
Hybridorbitale.
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Molekülformen
Planare dreieckige Form
Trigonale Bipyramiden
Lineare Form
Tetraeder
Octaeder
Gewinkelt
BeCl2
BCl3
CH4
PCl5
SF6
H2O
Die vorhandenen Orbitale bzw. Hybridorbitale sind
mitverantworlich für die geometrische Form der
Moleküle.

• Die Anzahl der Valenzelektronen bestimmt die
  Molekülform (Be 2s2, B 2s22p1,
• C 2s22p2, P 3s23p3, S 3s24p4).
• Die Molekülformen bleiben auch erhalten, wenn ein
  oder mehrere Elektronen nicht mit anderen
  Elementen geteilt werden.
• Doppel- oder Dreifachbindungen kann man als
  einfache Bindung behandeln.
• Beispiel CO2 , OCO, zentrales Atom mit zwei
  Bindungen, daher lineare Form

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