Die chemische Bindung

Timm Wilke

Georg-August-Universität Göttingen

Wintersemester 2014 / 2015

K

1 – A

M

Die chemische Bindung

 d

Die chemische Bindung

 Elektrostatische Wechselwirkungen zwischen Atomen

 Bindungen mit geeigneten Partnern günstiger, stabiler

– Erinnerung: Streben nach Edelgaskonfiguration. Elemente streben bei der Bildung chemischer Bindungen danach, in ihrer äußeren Schale eine Edelgaselektronenkonfiguration zu erreichen

(Oktettregel).

 4 Arten chemischer Bindungen (Kovalente Bindungen,

Ionenbindungen, Metallische Bindungen, Schwache Bindungen)

Kovalente Bindung

 Atome „teilen“ sich Valenzelektronen

 Orbitale überlappen, Valenzelektronen befinden sich zwischen den beiden Kernen

 Einzel-, Doppel-, Dreifach-

bindungen möglich – abhängig von der Oktettregel

Kovalente Bindung

 Beispiel: Chlor besitzt 7 Valenzelektronen und

benötigt ein weiteres für die Edelgaskonfiguration.

Daher teilen sich zwei Chloratome ein Elektronenpaar.

 Beide Atome besitzen somit Edelgaskonfiguration.

Wer reagiert mit wem?

Element-Gruppe Elektronenübertragung

I Alkalimetalle Abgabe von 1 Elektron

II Erdalkalimetalle Abgabe von 2 Elektronen

III Aluminium-Gruppe Abgabe von 3 Elektron

VI Sauerstoff-Schwefel-Gruppe Aufnahme von 2 Elektronen

VII Halogene Aufnahme von 1 Elektron

Aufgaben

 Warum kommt Brom in Reinform nur molekular vor (als Br₂ d.h. als Molekül aus zwei Bromatomen)?

 Wasserstoff und Lithium besitzen beide ein

Valenzelektron. Kommen sie ebenfalls molekular vor?

 Sauerstoff kommt ebenfalls molekular vor – wie könnte das erklärt werden?

Zusammenfassung: Kovalente Bindung

 Atombindung (kovalente Bindung) entsteht durch Durchdringung der Valenzelektronenschalen

 Es findet keine Elektronenübertragung statt!

 Es entstehen gemeinsame Elektronenpaare (Bindungselektronen)

 Wechselwirkungsenergie (Bindungsenergie) entsteht durch Anziehung der Bindungselektronen durch beide Atomkerne

 Atome sind durch mindestens ein Elektronenpaar miteinander

verknüpft. Neben den Einfachbindung gibt es auch Doppelbindungen, Dreifachbindungen und Vierfachbindungen.

Elektronegativität

 Bindungselektronen befinden sich bei identischen Atomen genau in der Mitte zwischen den Kernen

 Bei verschiedenen Atomen verschiebt sich das

bindende Elektronenpaar und das Ladungszentrum

Elektronegativität

Elektronegativität

 Die Anziehungskraft der Kerne resultiert aus dem Verhältnis von Kernladung und Atomradius

 Elektronegativität ist die Fähigkeit eines Atoms, die bindenden Elektronenpaare an sich zu ziehen

 Je unterschiedlicher die Elektronegativität, desto

näher befindet sich das bindende Elektronenpaar am elektronegativeren Kern

Elektronegativität

 Relativ hohe Kernladung und kleiner Atomradius  Hohe Elektronegativität.

– Beispiel: Fluor. Zwei Schalen, 9 Protonen.

Elektronegativität: 4,17 (Maximum)

 Relativ geringe Kernladung und großer Atomradius  Geringe Elektronegativität.

– Beispiel: Natrium. Drei Schalen, 11 Protonen.

Elektronegativität: 1,01

Elektronegativität

 Tabelle der Elektronegativitäten

Elektronegativität

 Elektronegativität nimmt innerhalb einer Periode zu (gleicher Atomradius, Kernladung nimmt zu)

 Elektronegativität nimmt innerhalb einer Hauptgruppe ab (größerer Einfluss des Atomradius)

Elektronegativität - Ladungsverteilung

Verschiebung des bindenden Elektronenpaars sorgt für unterschiedliche Ladungs-

schwerpunkte. Diese werden Partialladungen genannt, sind jedoch keine Ionenladungen!

Aufgaben:

 Welches Element besitzen eine größere Elektronegativität und warum?

– Kohlenstoff (C) oder Silicium (Si) – Stickstoff (N) oder Sauerstoff (O)?

 Warum haben Edelgase

keinen Elektronegativitätswert?

Ionenbindungen

 Kovalente Bindungen zwischen Nichtmetallen – Ionenbindungen oft zwischen Metallen und

Nichtmetallen.

 Übergang zwischen kovalenter und Ionenbindung:

Ionenbindungen

 Elektronegativitätsdifferenz (=D EN) entscheidend:

 D EN: 0 – 0,4: kovalent (bindendes Elektronenpaar relativ mittig)

 D EN: 0,5 – 1,6: polar (bindendes Elektronenpaar stark zu einer Seite verschoben)

 D EN: ab 1,7: ionisch (Elektron komplett übertragen, Anziehung zweier Ionen im Gitter)

Ionenbindung

 Typisches Beispiel: NaCl (Kochsalz)

 Wechselwirkungsenergie (Gitterenergie kommt durch elektrostatische

Anziehungskräfte zustande

 Voraussetzung:

Elektronenübertragung

Ionenbindung

Eigenschaften von Ionenverbindungen

- sind bei Zimmertemperatur (in der Regel) Feststoffe

- sie bilden dreidimensionale Ionengitter

- in der Regel hohe Schmelztemperaturen (z.B. NaCl: 801 °C)

- sind stark polar und lösen sich in der Regel gut in polaren Lösungsmitteln wie Wasser

- leiten in wässriger Lösung und im geschmolzenen Zustand den elektrischen Strom

Aufgaben:

 Welche Bindungstypen liegen vor?

– Natriumchlorid (NaCl)

– Schwefelwasserstoff (H₂S) – Fluorwasserstoff (HF)

– Kupfersulfid (CuS) – Methan (CH₄)

Nomenklatur

Aufgaben

1: Benennt folgende Verbindungen und ergänzt die Indizes:

Ca F Al Cl Zn S K SO₄ Cs O Mg O

2) In der Anzahl welcher Elementarteilchen stimmen alle Ionen mit den Atomen überein, aus denen sie entstanden sind ?

3) Welche Eigenschaft ist für die Unterteilung in Kationen und Anionen entscheidend ?

Rechtliches

 Abbildungsnachweis:

Folie 1:

http://www.chemgapedia.de/vsengine/media/vsc/de/ch/2/oc/physikalische_grundlagen/chemische_bindung/hybridisierung/sp3/ethan.g if

http://www.br-online.de/bildung/databrd/chv8.htm/chv8b01.jpg

http://ruby.chemie.uni-freiburg.de/Vorlesung/Gif_bilder/Metalle/dreieck_bunt.png Folie 7:

http://www.chemgapedia.de/vsengine/vlu/vsc/de/ch/11/aac/vorlesung/kap_4/vlu/ionenb.vlu/Page/vsc/de/ch/11/aac/vorlesung/kap_4 /kap4_4/kap44_3.vscml.html

Folie 11: http://de.wikipedia.org/wiki/Elektronegativität

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