Die chemische bindung

DIE CHEMISCHE BINDUNG          von Tina Aringer 8.C     Inhalt: 1. Die chemische Bindung 1.1: Die chemische Bindung 1.2: Die Edelgas oder Oktanregel 1.3: Die Ionisierungsenergie 1.

4: Die Elektroaffinität 1.5: Die Elektronegativität 2. Die Ionenbindung 2.1: Die Ionenbindung 2.2: Ausbildung eines Ionenkristalls 2.3: Die Gitterenergie 3.

Die Atombindung 3.1: Die Atombindung 3.2: Das Modell der bindenden Elektronenpaare 3.3: Das wellenmechanische Bindungsmodell 3.4: Molekül- und Atomgitter 3.5: Die polarisierte Atombindung 3.

6: Die koordinative Bindung 3.7: Mesomerie   4. Die Metallbindung 4.1: Die Metallbindung 5. Zusammenfassung 5.1: Zusammenfassung 6.

Periodensystem 6.1: Das Periodensystem - Tabelle                              1. Die chemische Bindung 1.1: Die chemische Bindung  Unter den Bedingungen die auf der Erde herrschen, existieren einzelne isolierte Atome nicht, außer bei den Edelgasen (8 Hauptgruppe, 8 Außenelektronen). Die anderen Atome gehen Verbindungen ein.  1.

2: “Edelgas- oder Oktanregel”  Durch das Zustandekommen einer Bindung wird die Elektronenhülle verändert. Die Verbindung strebt immer den Zustand eines Energieminimums an. Da Edelgase als einzige Atome einzeln vorkommen, scheint ihr Elektronenzustand s2p6 energetisch begünstigt zu sein. Aus dieser Tatsache heraus wurde die “Edelgas- oder Oktanregel” formuliert: Atome verbinden sich so miteinander, daß ihre Elektronenstruktur der Edelgase entspricht.  1.3: Die Ionisierungsenergie  Elektrisch neutrale Atome enthalten so viele Elektronen, wie die Kernladungszahl Z angibt.

Werden ein oder mehrere Elektronen aus der Atomhülle entfernt, so müssen die Anziehungskräfte der Protonen des Kernes überwunden werden. Dies erfordert Energie: Dabei geht ein elektrisch neutrales Atom in ein positiv geladenes Teilchen -es wird positives Ion genannt- über. Diese dabei aufgewandte Energie heißt Ionisierungsenergie. Ionisierungsenergie A ® A+ + e-; EIon > 0Die energetischen Verhältnisse der Isolierung werden so dargestellt. (siehe Bild 1)           Zufuhr von Ionisierungsenergie entfernt ein positives Ion A+. Da bei chemischen Reaktion die Elektronen der Elektronenhülle beteiligt sind bestimmen die Ionisierungsenergien auch das Reaktionsverhalten der Atome.

Innerhalb einer Periode nehmen die Ionisierungsenergien von der ersten zur achten Hauptgruppe hinzu. daher haben die Edelgase die höchsten Ionisierungsenergien, das hängt auch mit ihrer Reaktionsträgheit zusammen. Innerhalb einer Hauptgruppe nehmen die Ionisierungsenergien mit steigender Ordnungszahl jedoch ab, da die Elektronen mit höherer Energie weiter vom Kern befinden. Die weiter innen liegenden Elektronen schirmen die Anziehungskräfte des positiven Kerns ab. Diese Eigenschaften sieht man besonders bei den Elementen des S-Blocks. Darum treten sie bei Verbindungen immer als positives Ion auf.

Es können auch mehrere Außenelektronen Schrittweise entfernt werden. Die Energie die aufgewendet wird bei der Abspaltung des ersten Elektrons heißt 1. Ionisierungsenergie, die des zweiten Elektrons 2. Ionisierungsenergie, und so weiter. Je mehr Außenelektronen abgespalten sind desto enger wird die Verbindung der restlichen Elektronen mit dem Atomkern. Daraus folgt: a) Die erste Ionisierungsenergie des Atoms hat stets den niedrigsten Wert.

b) Die 2., 3., ... Ionisierungsenergie steigen stufenlos an.

Durch die Messung der Ionisierungsenergie kann man auch feststellen wieviele Elektronen bestimmte Energiezustände haben.  1.4: Die Elektroaffinität  Wenn man Elektronen aus der Atomhülle entfernt bildet man ein positives Ion. Nimmt ein neutrales Atom zusätzlich ein Elektron auf, so muß dieses Elektron die Abstoßungskräfte der bereits vorhandenen Elektronen überwinden. Diese Energie heißt Elektroaffinität. Dabei entsteht ein negativ geladenes Ion.

A + e- ® A-   Es kommt besonders bei Nichtmetallen des P-Blocks zur Aufnahme von Elektronen, da in den P-Orbitalen auch Plätze unbesetzt sind. Es kann sogar Energie abgegeben werden. Werden gleich mehrfach negative Ionen gebildet, so muß ein großer Energiebeitrag zugeführt werden. Hier macht sich die Abstoßung zwischen den Außenelektronen stark bemerkbar.  1.5: Die Elektronegativität  Die Elektronegativität gibt an, ob ein Atom seine Außenelektronen festhalten oder noch zusätzliche aufnehmen kann.

Elektronegativität = (Ionisierungsenergie+Elektroaffinität)x 1   Metall bevorzugen positive Ione zu bilden. Sie haben eine niedrige Elektronegativität und halten ihre Elektronen nicht fest. Nichmetalle hingegen haben eine höhere Elektronegativität und können sogar negative Ionen bilden. Es gibt drei verschiedene Arten Atome miteinander zu kombinieren. Ionenbindung (Heteropolare Bindung) : Ein Partner gibt Elektronen ab (niedrige Elektronegativität) der andere nimmt Elektronen auf (hohe Elektronegativität) Das heißt es werden Elektronen ausgetauscht und es entsteht ein positives und ein negatives Ion die durch elektronische Anziehungskräfte aneinander gebunden sind. Metallbindung (Metallische Bindung) : Alle Bindungspartner geben leicht Elektronen ab (niedere Elektronegativität).

Die abgegebenen Elektronen werden nicht mehr von dem Atom festgehalten, sondern bewegen sich frei durch den Teilchenverband. Metalle sind daher elektrisch leitfähig. Atombindung (Kovalente Bindung) : Alle Bindungspartner können Elektronen aufnehmen (hohe Elektronegativität). Das heißt die Elektronen sind im gemeinsamen Besitz.                      2. Die Ionenbindung 2.

1: Die Ionenbindung  Atome mit großem Elektronegativitätsunteschied (Nicht- und Metallatome) verbinden sich. Metalle geben Elektronen ab, bilden daher ein positives Ion, welches Kationen genannt. Nichtmetalle nehmen Elektronen auf, bilden also ein negatives Ion, das man Anion nennt. Beispiel: Natrium und Chlor: Na: 3 s1 Cl: 3 s2 3px² 3py² 3pz1 Beide Teilchen sind im Besitz eines einfach belegten Orbitals. Natrium gibt ein Elektron an Chlor ab. Jetzt haben beide nur doppelt besetzte Orbitale aufzuweisen und beide haben Edelgaskonfiguration erreicht.

(siehe Bild 2)        2.2: Ausbildung eines Ionenkristalls  Die unterschiedlich geladenen Elektronen üben aufeinander elektrostatische Anziehungskräfte aus. Also kommt es zu einer regelmäßigen Anordnung positiver und negativer Ionen. Dies nennt man Ionengitter. Beim Natrium - Chlorkristall entsteht dadurch eine würfelförmige Struktur. In diesem Ionengitter wirken stark anziehende Kräfte zwischen den entgegengesetzt-geladenen Ionen und abstoßende Kräfte zwischen gleich geladenen Ionen.

Deshalb ist der Kristall über weite Entfernungen gleich aufgebaut. Wegen dieser Bindungskräfte sind die Bausteine sehr fest aneinander gebunden. Daher haben sie auch einen sehr hohen Schmelzpunkt. Die Summenformel NaCl ist keine Molekül sondern eine Verhältnisformel.  2.3: Die Gitterenergie  Die Anziehungskräfte zwischen Kationen und Anionen eines Gitters sind meist groß.

Will man das Gitter zerstören so muß man Energie zum überwinden der Anziehungskräfte hinzufügen. Der gleiche Energiebetrag muß aber auch frei werden wenn sich die Ionen zu einem Gitter zusammenlagern. Ein chemischer Vorgang läuft nur dann freiwillig wenn nicht Energie gebraucht, sondern Energie frei wird. Die Bildung von Ionen ist aber kein freiwillig ablaufender Vorgang. Die Ausgabe eines Kations erfordert die Ionisierungsenergie. Die Aufnahme eines Elektrons ist bei manchen Atomen energieliefernd und bei manchen energiefordernd.

Aber das Erreichen einer Edelgaskonfiguration ist also nicht der entscheidende Faktor bei der Bildung eines Ionengitters. Die entscheidende Ursache ist also die Bildung eines Ionengitters, da bei diesem Vorgang Gitterenergie frei wird. (siehe Bild 3)                 Ionenkristalle sind spröde. Sie können unter dem Schlag eines Hammers zerspringen. So kommt es zu einer Verschiebung der Gitterebenen. Die jeweils gleichnamigen Ionen stoßen sich ab, und so kann es zum Zerbrechen des Kristalls führen.

Die Form der Bruchstücke ist durch die Raumstruktur des Gitters bestimmt. Die Bruchflächen selbst sind eben. 3. Die Atombindung  3.1: Die Atombindung  Die gemeinsame Nutzung von Außenelektronen ist das Prinzip der Atombindung. Durch hohe Elektronegativitätswerte herrscht die Tendenz vor Elektronen in der Hülle festzuhalten.

Dadurch schließen sich die Atome zu selbständigen Atomverbänden zusammen.  3.2: Das Modell der bindenden Elektronenpaare  Die Edelgaskonfiguration mit acht Außenelektronen ist ein besonders stabiler Zustand. Da bei den typischen Nichtmetallatomen meist ein bis vier Elektronen zur Edelgaskonfiguration fehlen, wollen sie diese aufnehmen. Da bei den anderen Bindungspartnern die gleich Tendenz vorliegt, ist die gemeinsame Nutzung der vorhandenen Elektronen der beste Ausweg. Beispiel: Chlor bildet in elementaren Zustand stets Cl2 Moleküle (siehe Bild 4)     Chlor als Element der siebenten Hauptgruppe hat im atomaren Zustand sieben Außenelektronen.

Das heißt ein ungepaartes Außenelektron. Dieses verwenden sie nun als gemeinsames Elektronenpaar. Damit haben beide Chloratome eine Edelgaskonfiguration.  3.3: Das wellenmechanische Bindungsmodell  Die Wellenmechanik hat zur Deutung der Atommodelle verschiedene Modelle entwickelt. Eins davon ist das VB-Modell (Valenzbindungsmodell) Dieses Modell geht von der Vorstellung aus, daß zwei Elektronen die ein Elektronenpaar bilden, die Elektronenbindung verursachen.

Durch Überlagerung einfach besetzter Orbitale entsteht ein doppelt besetztes Orbital. Dieses Orbital ist dann der Aufenthaltsraum des bindenden Elektronenpaares. Beispiel: Das Wasserstoffmolekül H2 Die Elektronenkonfiguration eines Wasserstoffatomes lautet: H = 1s1 Ein Wasserstoffatom besitzt daher ein einfach besetztes S-Orbital. (siehe Bild 5)   Durch die Überlappungsflächen der Atomorbitale entsteht ein gemeinsames Elektronenpaar. Es gibt auch mehrere gemeinsame Elektronenpaare. In diesem Fall tritt eine Dreifachbindung auf: N º N  3.

4: Molekül- und Atomgitter  Im festen Zustand sind die Bausteine regelmäßig in einem Kristallgitter angeordnet. Auch Verbindungen, die Moleküle bilden sind kristallisiert. Da zwischen den Molekülen oft geringe Kräfte wirken, lassen sich solche Verbindungen bei relativ niedrigen Verbindungen schmelzen. Werden jedoch die Gitterpunkte von Atomen besetzt. So entsteht ein Atomgitter. Da zwischen Atomen meist starke Bindungen bestehen(Ausnahme: Edelgase) zeichnen sich diese Kristalle durch besondere Festigkeit aus.

So besteht zum Beispiel das Atomgitter der Diamanten aus Kohlenstoffatomen. Stoffe mit Atomgittern haben sehr hohe Schmelzpunkte. Manche sind sogar unschmelzbar. Man nennt sie auch diamantartige Stoffe. Bei Atomgittern ist der Molekülbegriff nicht ausreichend. Chemische Elemente werden daher in Gleichungen nur als Einzelatome angeführt.

 3.5: Die polarisierte Atombindung  Das Molekül H2O hat einen gewinkelten Bau. Das Molekül weist aber noch eine Eigenheit auf. Sauerstoff hat eine höhere Elektronegativität als Wasserstoff. Sauerstoff zieht daher die bindenden Elektronenpaare im Molekül etwas stärker an als der Wasserstoff. Am Sauerstoff tritt daher eine schwach negative Ladung (-d) auf.

Am Wasserstoff eine schwach positive Ladung (+d). Das Wasser bildet daher ein Dipolmolekül. (siehe Bild 6)       Es gibtauch unpolare Atombindungen, dies kommt bei Bindungen vor bei denen die Electronegativität beider Bindungspartner gleich groß ist, das Moleköhl ist dann kein Dipol. Die Bindung ist nur dann gegeben, wenn zwei Nichtmetallatome desselben Elements miteinander verbunden sind (Cl2, O2).  3.6: Die koordinative Bindung  Durch die Überlagerung zweier einfach besetzter Orbitale kommt ein gemeinsames Elektronenpaar zustande.

Es gibt aber auch zahlreiche Fälle wo ein Teilchen an ein anders Teilchen gebunden wird ohne ein eignes Elektron beizusteuern. Es wird von einem Elektronenpaar des Partners gebunden, daß noch nicht für die Bindung in Anspruch genommen worden ist. Ein solches Elektronenpaar nennt man ein freies Elektronenpaar. Beispiel: Ein Wasserstoffmolekül hat zwei freie Elektronenpaare. An eines von ihnen kann ein freies Wasserstoffion gebunden werden. (siehe Bild 7)      3.

7: Mesomerie  Eine koordinative Bindung findet man auch im Ozonmolekül. Versucht man den Bau des Moleküls darzustellen so kommt man auf zwei Möglichkeiten. (siehe Bild 8)       Beide der Formeln müßten eigentlich richtig sein, doch Untersuchungen ergaben, daß keine der beiden Formen stimmte. Man kann diesem Molekül keine Doppelbindungen nachweisen, da diese kürzer sein müßte als eine Einfachbindung. Der wahre Bindungszustand ist also ein Mittelding. (siehe Bild 9)       Dies läßt sich nicht in einer Formel ausdrücken, deshalb werden für solche Fälle mögliche Grenzstrukturen angegeben.

(siehe Bild 10)       In diesem System gibt es sogenannte delokalisierte Elektronen. Diese Erscheinung wird als Mesomerie bezeichnet. Die Existenz der delokalisierten Elektronen kann man durch folgende Formel ausdrücken.                                  4. Die Metallbindung 4.1: Die Metallbindung  Metallatome haben wenige Valenzelektronen.

In der Regel zwischen eins und drei Außenelektronen. Geben diese Atome die Valenzelektronen ab, so entstehen positiv geladene Ionen, die meist Edelgaskonfiguration besitzen. Na ® Na+ + e-Die Metallionen und Elektronen bilden ein Metallgitter, wobei die Elektronen im Metall nicht lokalisiert sind. Sie bilden ein Elektronengas aus. (siehe Bild 11)         Das Elektronengas ist für das elektrische Leitvermögen zuständig.        5.

Zusammenfassung  5.1: Zusammenfassung     Metallbindung Ionenbindung Atombindung Stoffart: Metalle salzartige Stoffe leichtflüchtige bis hochmolekulare Stoffe diamantartige Stoffe Bausteine: Atomrümpfe und Elektronen Ione Moleküle Atome Bindung: Anziehung zwischen positiven Metallionen und dem Elektronengas elektrostatische Anziehung zwischen positiven und negativen Ionen zwischenmolekulare, relativ schwache Anziehungskräfte starke kovalente Bindung zwischen Atomen Gittertyp: Metallgitter Ionengitter Molekülgitter Atomgitter Eigenschaften: kalt, verformbar, hart weiter Bereich von Siedepunkten elektrische spröd, hart hoher Siedepunkt, fest: Isolator flüssig: Leiter weich, niedriger Siedepunkt, Isolatoren sehr hart, sehr hoher Siedepunkt, Isolatoren            6. Das Periodensystem 6.1: Das Periodensystem 

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