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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

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Periodensystem - Atome - Moleküle

Ue Mol 2

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

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Periodensystem(e)

Stowe's physicists periodic table

Periodic spiral of T. Benfey

Ue Mol 3

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Periodensystem(e)

Triangular periodic table by E. Zmaczynski

Alexander 3D arrangement of the elements

Ue Mol 4

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Nichtmetalle - Metalloide

Ue Mol 5

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

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Eigenschaften der ElementeAtomdurchmesser nimmt mit jeder Elektronenschale zu und innerhalb einer Periode ab

Ue Mol 6

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Bindungstypen

Ue Mol 7

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

Bindung

Bindungsenergie

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!)

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IonenbindungEdelgase besitzen Elektronenkonfigurationen mit abgeschlossenen Elektronenschalen. Diese vollständige Besetzung der Schalen bewirkt die chemische Inaktivität der Edelgase.

1s

2s

2p

3s

3p

4s

3d

4p

5s

4d

5p

6s

4f

5d

6p

7s

6d

5f

7p

1 H ... 2 He

3 Li ... 4 Be

5 B ... 10 Ne

11 Na ... 12 Mg

13 Al ... 18 Ar

19 K ... 20 Ca

21 Sc ... 30 Zn

31 Ga ... 36 Kr

37 Rb ... 38 Sr

39 Y ... 48 Cd

49 In ... 54 Xe

55 Cs ... 56 Ba

57 La ... 70 Yb

71 Lu ... 80 Hg

81 Tl ... 86 Rn

87 Fr ... 88 Ra

89 Ac ... 98 Cf

99 Es ...112 ?

113 ? ... 118 ?

1

2

3

4

5

n n l Z Element

2

2

6

2

6

2

10

6

2

10

6

2

14

10

6

2

10

14

6

#

He

Ne

Ar

1s2 ­ ¯

2s2 ­ ¯ 2p6 ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯

3s2 ­ ¯ 3p6 ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯

Äußere Elektronenschalen

Ionenbindung = Elektronenaustausch der Bindungspartner, damit ihre Atomhüllen Edelgaskonfiguration annehmen. Atome werden durch elektrostatische Kräfte zusammengehalten.

W.Kossel (1915)

Ue Mol 8

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Ionenbindung

Ue Mol 9

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)

224

55

3-3

SiO2OSi2OSi

PCl5ClP5ClP

PH3HP3HP

NaClClNaClNa

:Beispiele

Valenz (maximale Wertigkeit): maximale Anzahl der Elektronen, die ein Atom aufnehmen bzw. abgeben kann, um Edelgaskonfiguration zu erreichen

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Kovalente, homöopolare Bindung

Ue Mol 10

Nur eine geringe Anzahl der chemischen Verbindungen sind ionisch gebunden

Gilbert N. Lewis (1916)

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.

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 )

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Kovalente Bindung: Beispiele

Ue Mol 11

Stickstoff-Molekül

Chlor-Molekül

O2-Molekül

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)

CO2-Molekül

Siehe auch: http://library.thinkquest.org/3659/

Jeder Punkt stellt ein Valenzelektron dar. Elektronen, die zu zwei Atomen gehören, werden als Strich eingezeichnet.

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Beispiele: Oktett-Theorie

Ue Mol 12

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 Valenzelektronenschale 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.

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Vergleich: kovalente-ionische Bindung

Ue Mol 13

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Metallische Bindung

Ue Mol 14

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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OrbitaleOrbitale sind Elektronenzustände in einem Atom (quantenmechanisch gekenn-zeichnet durch die Quantenzahlen n, m, l)

3d orbitals

3s orbital

Ue Mol 15

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HybridorbitaleBestimmte 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 KohlenstoffesKohlenstoff 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.

Promovierung(angeregter Zstd)

Hybridisierung

C s2p2

C s1p3

C sp3

CH4

Grundzustand

Bindungszustand

Ue Mol 16

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Molekülformen

Lineare FormPlanare

dreieckige Form TetraederTrigonale

Bipyramiden Octaeder

BeCl2 BCl3 CH4 PCl5 SF6

• 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 , O=C=O, zentrales Atom mit zwei Bindungen, daher lineare Form

Ue Mol 17

Gewinkelt

H2O

Die vorhandenen Orbitale bzw. Hybridorbitale sind mitverantworlich für die geometrische Form der Moleküle.