7. Hydratation Versuche Der Lösungsvorgang 19 AB: Hydratation 20 Folie: Lösungsvorgang eines Salzes in Wasser 21

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1 D i e A t o m b i n d u n g 1. Die Atombindung Die Bindung im 2 -Molekül Die Bindungsenergie Weitere Beispiele Die ktett-regel 2 Folie: Gemeinsam genutzte Elektronenpaare 3 2. Unpolare und polare Atombindungen Elektronen im F 2 -Molekül (unpolar) Elektronen im F-Molekül (polar) Definition Elektronegativität Einteilung 5 Folie: Elektronegativitätswerte 6 3. Räumlicher Bau von Molekülen Grundprinzip Beispiele Strukturformel 7 4. Doppel- und Dreifachbindung Definition Beispiele 7 5. Dipole Beispiele Mikrowelle 8 AB: Molekülbau / Dipole 9 Folie: Mikrowelle (Prinzip) Zwischenmolekulare Kräfte Dipol-Dipol-Kräfte Wasserstoffbrückenbindungen 11 Folie: Dipol-Dipol-Kräfte 12 Folie: Wasserstoffbrückenbindungen 13 Folie: Wasserstoffbrückenbindungen VAN DER WAALS-Kräfte Vergleich der Bindungskräfte 15 Folie: VAN DER WAALS-Kräfte bei Pentan 16 AB: Vergleich verschiedener Bindungen 17 AB: Vergleich zwischenmolekularer Kräfte ydratation Versuche Der Lösungsvorgang 19 AB: ydratation 20 Folie: Lösungsvorgang eines Salzes in Wasser Die Metallische Bindung Redoxreaktionen Die xidationszahl Verschiedene Reaktionen 23 AB: Bindungslehre / Zusammenfassung 24 AB: Übungsaufgaben 25 AB: Test 26 AB: Test 27 Anmerkung: es gibt kaum Quellenangaben, diese Materialien sind ausschließlich zur Nachbereitung meines Unterrichts vorgesehen, nicht für eine weitere Veröffentlichung. Bei den Seiten mit dem Unterrichtsgang stehen links die Regieanweisungen (Symbole hoffentlich selbsterklärend) und rechts der Tafelanschrieb. Die Atombindung 1

2 Themen/Lernziele: Atombindung: unpolare Bindung zwischen Wasserstoff Bindungsenergie ktettregel E. Die Atombindung? Bisher wurden nur Verbindungen betrachtet, die aus einem Metall und einem Nichtmetall bestehen. Aber wie sieht es mit zwei Nichtmetallen aus? 1. Die Atombindung (Elektronenpaarbindung) 1.1. Die Bindung im 2 -Molekül Auch bei Verbindungen zwischen Nichtmetallen wollen die beteiligten Atome die Edelgaskonfiguration in der Atomhülle (= 2 bzw. 8 Elektronen in der äußersten Schale) erreichen. Durch Abgabe bzw. Aufnahme von Elektronen ist dies jedoch nicht zu erreichen: Beispiel: (nur dieses hat Edelgaskonfiguration) Die beiden Wasserstoffatome teilen sich die beiden Elektronen Beispiel: + i Die Elektronen bilden eine gemeinsame Elektronenwolke um beide Wasserstoffatomkerne. Zwischen den Atomen besteht also eine Bindung. Die beiden Elektronen, die diese Bindung bewirken, bezeichnet man als bindendes Elektronenpaar. Vereinfacht wird es durch einen Strich zwischen den Elementsymbolen angegeben Die Bindungsenergie Zur Trennung der verbundenen Atome ist Energie erforderlich. Der gleiche Energiebetrag wird frei, wenn zwischen zwei Atomen eine Bindung entsteht. Diese Energie wird Bindungsenergie genannt Weitere Beispiele Modelle GILBERT NEWTN LEWIS ( ) F Br Br N N N Edelgase: (bilden keine Verbindungen)! gilt strenggenommen nur für die 2. Periode e Kr Xe Ar Ne 1.4. Die ktett-regel Die Gesamtzahl der Elektronen der bindenden und freien Elektronenpaare um einen Atomrumpf beträgt acht. (Ausnahmen 2 und e; Li +, Be 2+, B 3+, 4+, ) Vorhersagen über die Molekülformel Vorhersagen über Doppel- bzw. Dreifachbindungen Die Atombindung 2

3 Folie: Gemeinsam genutzte Elektronenpaare bzw. asenlöffel Die Atombindung 3

4 Themen/Lernziele: Die polare Atombindung Teilladungen (δ + und δ ) Wdh. Atombindung! 2. Unpolare und polare Atombindungen 2.1. Verteilung der Elektronen im F 2 -Molekül (unpolar) Bindung durch gemeinsames Elektronenpaar (2e, neue gemeinsame Kugelwolke, rbital) Die Elektronenwolke ist symmetrisch aufgebaut: F F Schwerpunkt der positiven Ladungen Schwerpunkt der negativen Ladungen Modelle! Waage, Gummi, Gewicht Reibestab Die Schwerpunkte der positiven Ladungen und die Schwerpunkte der negativen Ladung fallen zusammen Verteilung der Elektronen im F-Molekül (polar) Betrachtet man die Atome für sich alleine, so liegen die Schwerpunkte der positiven F F und der negativen Ladungen am selben rt. Wenn sich die Atome einander nähern ziehen die Atomkerne auch die Elektronen des anderen Atoms an. Dabei beobachtet man: Fluor zieht das Wasserstoffelektron stärker zu sich, als der Wasserstoffatomkern an den Fluorelektronen zieht. Die Elektronenwolke ist nicht symmetrisch aufgebaut, sie ist zum Fluor hin verschoben: Schwerpunkt der positiven Ladungen 2.3. Definition Die Schwerpunkte der positiven Ladungen und die Schwerpunkte der negativen Ladung fallen nicht zusammen. Das Fluoratom kann die Elektronen stärker zu sich herziehen, deshalb besitzt es einen Überschuss an negativer Ladung. Diese zusätzliche Ladung ist jedoch kleiner als eine negative Elementarladung (=Ladung eines Elektrons) und wird deshalb als negative Teilladung (Zeichen: δ ) bezeichnet. Entsprechend besitzt das Wasserstoffatom die gleich große positive Teilladung δ +. Das Fluorwasserstoffmolekül hat also ein positives und ein negatives Ende und ist damit ein Dipolmolekül. In Molekülen können Teilladungen (δ +, δ ) vorliegen, wenn zwei unterschiedliche Atome durch eine Atombindung miteinander verbunden sind. Diese Bindung bezeichnet man als polare Atombindung. Beispiele:, F, I, 2, 2 S, N 3, 4, 2, Schwerpunkt der negativen Ladungen F Bindung durch gemeinsames Elektronenpaar (2e, neue gemeinsame Kugelwolke, rbital) Die Atombindung 4

5 Themen/Lernziele: Die Elektronegativität Wiederholung unpolare und polare Atombindung Folie 1 Li Be B N F 2 Na Mg Al Si P S Elektronegativität Fähigkeit eines Atomes in einem Molekül die Elektronen anzuziehen (nimmt mit steigender Kernladung zu aber mit zunehmender Schalenzahl ab). Wichtige Werte: (2,1) Li (1,0) - Be (1,5) - B (2,0) - (2,5) - N (3,0) - (3,5) - F (4,0) S (2,5) (3,0) Periode 4 K a Ga Ge As Se Br 5 Rb Sr In Sn Sb Te I 6 s Ba 0 0,5 1 1,5 2 2,5 3 3,5 4 Elektronegativität 2.5. Einteilung Liegen die Elektronegativitätswerte der miteinander verbundenen Elemente nahe beieinander (Differenz 0 0,4) so bezeichnet man die entstehende Bindung als unpolare Atombindung. Bei einer Elektronegativitätsdifferenz (ΔEN) von 0,5 1,7 liegen polare Atombindungen vor. Ist die EN-Differenz noch größer (eigentlich nur bei Verbindungen von Metallen mit Nichtmetallen) so treten Ionenbindungen auf. Molekülmodelle und Ionengittermodelle Beispiele: 2, 2,, 4, N 3, 2, N 3, 4, B 3, Mg 2, Na, keine Edelgaskonfiguration Die Atombindung 5

6 1 Folie: Elektronegativitätswerte von auptgruppenelementen 2 Li Be B N F 3 Na Mg Al Si P S Periode 4 K a Ga Ge As Se Br 5 Rb Sr In Sn Sb Te I 6 s Ba 0 0,5 1 1,5 2 2,5 3 3,5 4 Elektronegativität Die Atombindung 6

7 Themen/Lernziele: Molekülgeometrie räumliches Sehen und Umdenken ins 2-dimendionale Doppel- und Dreifachbindungen Mit der ktett-regel (Edelgasregel) lassen sich die Molekülformeln vorhersagen. Bei Molekülen mit mehr als zwei Atomen sind verschiedene räumliche Anordnungen denkbar. Elektronenpaarabstoßungsmodell (EPA-Modell) nach R. J. GILLESPIE und R. S. NYLM erlaubt die Bestimmung der Molekülgeometrie. (VSEPR: valence shell elektron pair repulsion) Luftballons!! möglichst auch verschiedenartige Modelle 109, Räumlicher Bau von Molekülen (Molekülgeometrie) 3.1. Grundprinzip Elektronen und Elektronenpaare stoßen sich ab. Maximaler Abstand der Kugelwolken! 3.2. Beispiele 4 Methan freies (nichtbindendes) Elektronenpaar N 3 Ammoniak N -Atome: bilden einen Tetraeder -Atom: Zentrum des Tetraeders N -Atome: bilden die Basis N-Atom: bildet die Spitze einer trigonalen Pyramide Wasser gewinkelt AA noch viel mehr Modelle besprechen und von den Schülern aufstellen lassen! 3.3. Strukturformel Molekülformel, in der bindende und häufig auch nichtbindende Elektronenpaare angegeben sind, die räumliche Anordnung wird berücksichtigt, soweit im Zweidimensionalen möglich. Modelle 4. Doppel- und Dreifachbindung 4.1. Definition Eine Doppelbindung (Dreifachbindung) kommt durch 2 (3) bindende Elektronenpaare zwischen den gleichen zwei Atomen zustande! 4.2. Beispiele 2 Sauerstoff N 2 Stickstoff N N 2 Kohlenstoffdioxid 2 4 Ethen N Blausäure N Die Atombindung 7

8 Themen/Lernziele: Dipole Mikrowelle Modelle 5. Dipole Dipole sind Teilchen, in denen die Schwerpunkte der positiven und die der negativen Ladungen nicht zusammenfallen Beispiele hlorwasserstoff V Reibestab 2 Wasser! insgesamt sind alle diese Moleküle elektrisch neutral N 3 Ammoniak N Schwerpunkt der positiven Ladungen nicht alle Moleküle bei denen polare Atombindungen vorliegen sind Dipolmoleküle: 4 Tetrachlormethan 2 Kohlenstoffdioxid δ δ δ δ + δ Schwerpunkt der positiven Ladungen und Schwerpunkt der negativen Ladungen fallen in der Mitte zusammen kein Dipol! erarbeiten Voraussetzungen AA Strukturformel Dipol? notwendige Voraussetzungen für Dipole: - polare Atombindungen - Ladungen dürfen nicht symmetrisch verteilt sein 3, N 3, Br, 2 S, ohne TA 5.2. Mikrowelle Folie Die Atombindung 8

9 AB: hemie Molekülbau / Dipole Die Atombindung 3. Räumlicher Bau von Molekülen (Molekülgeometrie) 3.1. Grundprinzip Elektronen und Elektronenpaare stoßen sich ab. Maximaler Abstand der Kugelwolken! 3.2. Beispiele 4 Methan freies (nichtbindendes) Elektronenpaar N 3 Ammoniak N -Atome: bilden einen Tetraeder -Atom: Zentrum des Tetraeders N -Atome: bilden die Basis N-Atom: bildet die Spitze einer trigonalen Pyramide 5. Dipole Dipole sind Teilchen, in denen die Schwerpunkte der positiven und die der negativen Ladungen nicht zusammenfallen Beispiele hlorwasserstoff 2 Wasser N 3 Ammonika N Schwerpunkt der positiven Ladungen nicht alle Moleküle bei denen polare Atombindungen vorliegen sind Dipolmoleküle: 2 Wasser gewinkelt 3.3. Strukturformel Molekülformel, in der bindende und häufig auch nichtbindende Elektronenpaare angegeben sind, die räumliche Anordnung wird berücksichtigt, soweit im Zweidimensionalen möglich. 4. Doppel- und Dreifachbindung 4 Tetrachlormethan 2 Kohlenstoffdioxid δ δ δ δ + δ Schwerpunkt der positiven Ladungen und Schwerpunkt der negativen Ladungen fallen in der Mitte zusammen kein Dipol! 4.1. Definition Eine Doppelbindung (Dreifachbindung) kommt durch 2 (3) bindende Elektronenpaare zwischen den gleichen zwei Atomen zustande! 4.2. Beispiele 2 Sauerstoff N 2 Stickstoff N N notwendige Voraussetzungen für Dipole: - polare Atombindungen - Ladungen dürfen nicht symmetrisch verteilt sein Weitere Beispiele (zum Zeichnen) 3, N 3, Br, 2 S, 5.2. Mikrowelle 2 Kohlenstoffdioxid 2 4 Ethen N Blausäure N Die Atombindung 9

10 Die Atombindung 10 Folie: Mikrowelle (Prinzip)

11 Themen/Lernziele: Zwischenmolekulare Kräfte Dipol-Dipol-Kräfte Wasserstoffbrückenbindungen Folie Formel molare Masse [g/mol] Siedetemperaturen ,5 3 F 34 78,4 2 F ,6 F ,4 F Zwischenmolekulare Kräfte 6.1. Dipol-Dipol-Kräfte Dipole ziehen sich gegenseitig an: Beispiele: 2 (Methanal, Formaldehyd) 3 (Trichlormethan) Voraussetzung: polare Atombindung unsymmetrischer Bau der Moleküle Folie Siedetemperaturen? wieso? Dipol-Dipol-Kräfte allein können es nicht sein! besonders hohe ΔEN Beispiele: Formel molare Masse Siedetemp. [g/mol] Wasserstoffbrückenbindungen (Spezialfall der Dipol-Dipol-Kräfte) Zwischen einem stark negativ polarisierten (δ ) Nichtmetallatom (N,, F) des einen Moleküls und dem stark positiv polarisierten (δ + ) Wasserstoffatoms eines anderen Moleküls treten (relativ starke) Bindungskräfte auf sogenannte Wasserstoffbrückenbindungen. An ihnen sind auch freie ( nichtbindende ) Elektronenpaare beteiligt. Beispiele: Wasser, 2 Ammoniak, N 3 polare Atombindung freies Elektronenpaar -Brückenbindung N N Folge: Stoffe, deren Moleküle untereinander Wasserstoffbrückenbindungen ( ) ausbilden können, besitzen relativ hohe Siedetemperaturen (vgl.: 2 [100 ] zu 2 [ 183 ]). Die Atombindung 11

12 Folie: Dipol-Dipol-Kräfte und Siedetemperaturen Siedetemperatur [ ] molare Masse [g/mol] F (-78,4) (-51,6) 2 F 2 (-84,4) F (-128) F (-161,5) Formel molare Masse [g/mol] Siedetemperaturen ,5 3 F 34 78,4 2 F ,6 F ,4 F Die Atombindung 12

13 100 [ ] 2 Folie: Wasserstoffbrückenbindungen und Siedetemperaturen 50 F molare Masse [g/mol] Te Sb 3 N 3 2 Se I S As 3 2? Br -100 F N 3 P 3 Formel g/mol Formel g/mol Formel g/mol N F 20 19,5 P S 34-60,4 36,5-85 As 3 77, Se 81-41,3 Br 80,9-66,8 Sb 3 124, Te 129,6-2,2 I 127,9-35,4 Die Atombindung 13

14 Die Atombindung 14 Folie: Wasserstoffbrückenbindungen ( 2 und 3 ) Wasser ( 2 18 g/mol) Sdt.: 100 Methanol ( 3 32 g/mol) Sdt.: 65

15 Themen/Lernziele: VAN DER WAALS-Kräfte Vergleich der Bindungskräfte VAN DER WAALS, Johannes Diderik ( ), niederländischer Physiker MA bitte lesen Johannes_Diderik_van_der_Waals Iod Schwefel (Kohlenstoffdioxidschnee) (flüssige Luft) sind nicht alle gasig!!! 6.3. VAN DER WAALS-Kräfte Auch zwischen den Nicht-Dipol-Molekülen müssen gewisse Kräfte wirken! Zu so aufgebauten Stoffen zählen: - Edelgase (einzelne Atome: e, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) - gleichatomige Moleküle ( 2, N 2, 2, F 2, 2, Br 2, I 2, S 8 ) - Moleküle mit unpolaren Atombindungen (N 3, 4 ) - Moleküle mit polaren Atombindungen, die aber aufgrund ihres symmetrischen Aufbaus keine Dipole sind ( 2, F 4, 4 ). Die relativ zur molaren Masse niedrigen Siedetemperaturen lassen darauf schließen, dass die vorhandenen Kräfte sehr klein sind. Beispiel: Modelle Siedetemperaturen der Pentanisomere (72 g/mol): Verbindung: Folie n-pentan 36 i-pentan 28 neo-pentan 10 e-atom zufällig entstandener Dipol (nur kurzfristig, durch die Bewegung der Elektronen) = momentaner Dipol bewirkt die Polarisierung anderer Atome = induzierte Dipole Siedetemperaturen der alogene: Element: (Aggregatzustand bei Raumtemperatur) F (gasig) 2-34 (gasig) Br 2 58 (flüssig) I (fest) VAN DER WAALS-Kräfte kommen durch kurzfristige unsymmetrische Ladungsverteilung zustande. Je größer die Atome bzw. Moleküle sind, desto leichter lassen sich solche Dipole induzieren, desto größer sind die VAN DER WAALS- Kräfte Vergleich der Bindungskräfte VAN DER WAALS-Kräfte Dipol-Dipol-Kräfte -Brückenbindungen unpolare Atombindung polare Atombindung Ionenbindungen Kräfte zwischen verschiedenen Molekülen = intermolekulare Kräfte Kräfte innerhalb eines Moleküls = intramolekulare Kräfte Kräfte innerhalb von Ionenverbindungen Die zwischenmolekularen Kräfte haben nicht nur Auswirkungen auf Schmelz- und Siedetemperaturen, sondern z. B. auch auf die Wasserlöslichkeit! Die Atombindung 15

16 Folie: VAN DER WAALS-Kräfte bei Pentan große Kontaktflächen => größere VAN DER WAALS-Kräfte Siedetemperaturen der Pentanisomere (molare Masse = 72 g/mol): n-pentan 36 iso-pentan 28 neo-pentan 10 kleine Kontaktflächen (kugelig) => kleinere VAN DER WAALS-Kräfte für die Kursstufe: f (n-pentan) = 146,9 kj/mol f (2-Methylbutan) = 153,7 kj/mol f (2,2-Dimethylpropan) = 168,1 kj/mol Verzweigte Alkane sind im allg. stabiler als ihre nichtverzweigten Isomeren (Unterschiede der Entropie sind hier vernachlässigt). Berechnet über die molaren Verbrennungsenthalpien der Pentanisomere: n-pentan: r = 3539,1 kj/mol; 2-Methylbutan r = 3532,3 kj/mol; 2,2-Dimethylpropan r = 3517,9 kj/mol; f (2) = 394 kj/mol; f (2)l = -286,0 kj/mol. Die Atombindung 16

17 AB: hemie Vergleich verschiedener Bindungen Die Atombindung unpolare Atombindung polare Atombindung Ionenbindung Bindung gemeinsames bindendes Elektronenpaar gemeinsames bindendes Elektronenpaar kein gemeinsames bindendes Elektronenpaar Ladung Ladungsschwerpunkt in der Mitte keine Ladungen bindendes Elektronenpaar zum elektronegativeren Atom verschoben Partialladungen δ + δ vollständiger Übergang von Elektronen zum elektronegativeren Partner: ganze Ladungen +,, 2+, 2, Elektronegativitätsdifferenz Null oder fast null (0 0,4) EN < 1,7 (0,5 1,7 ) EN-Differenz: (deutlich) > 1,7 Teilchen Moleküle Moleküle (evtl. Dipolmoleküle) Ionen Kräfte innerhalb der Teilchen Atombindungskräfte Atombindungskräfte (außer bei Molekülionen, z.b.:, S 4 2, N 4+, ) Kräfte zwischen den Teilchen VAN-DER-WAALS-Kräfte VAN-DER-WAALS-Kräfte, evtl. zusätzlich: Dipol-Dipol-Kräfte und Wasserstoffbrückenbindungen ULMBsche Kräfte ( = elektrostatische Kräfte) Zusammenhalt, Schmelz- u. Siedetemp. gasige oder zumindest leicht flüchtige Stoffe. Bei großen Molekülen: Feststoffe mit niedrigen Schmelztemperaturen gasige oder flüssige Stoffe. Bei großen Molekülen: Feststoffe mit niedrigen Schmelztemperaturen salzartige Stoffe, fest, spröde, sehr hohe Schmelztemperaturen Beispiele 2 N 2 2 Br 2 I 2 N 3 4 Br 4 N Br 2 Na + Ag + Br Na + Mg 2+ 2 Al 3+ N 3 Ti 4+ 4 symmetrische Ladungsverteilung δ + δ + Elektronenverteilung Die Atombindung 17

18 AB: hemie Vergleich zwischenmolekularer Kräfte Die Atombindung 1. Dipol-Dipol-Kräfte Dipole ziehen sich gegenseitig an: Beispiele: 2 (Methanal/Formaldehyd) 3 (Trichlormethan/hloroform) Voraussetzung: polare Atombindung unsymmetrischer Bau der Moleküle 3. VAN DER WAALS-Kräfte Auch zwischen den Nicht-Dipol-Molekülen müssen gewisse Kräfte wirken! Zu so aufgebauten Stoffen zählen: - Edelgase (einzelne Atome: e, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) - gleichatomige Moleküle ( 2, N 2, 2, F 2, 2, Br 2, I 2, S 8 ) - Moleküle mit unpolaren Atombindungen (N 3, 4 ) - Moleküle mit polaren Atombindungen, die aber aufgrund ihres symmetrischen Aufbaus keine Dipole sind ( 2, F 4, 4 ). Die relativ zur molaren Masse niedrigen Siedetemperaturen lassen darauf schließen, dass die vorhandenen Kräfte sehr klein sind. Beispiel: 2. Wasserstoffbrückenbindungen (Spezialfall der Dipol-Dipol-Kräfte) Zwischen einem stark negativ polarisierten (δ ) Nichtmetallatom (N,, F) des einen Moleküls und dem stark positiv polarisierten (δ + ) Wasserstoffatoms eines anderen Moleküls treten (relativ starke) Bindungskräfte auf sogenannte Wasserstoffbrückenbindungen. An ihnen sind auch freie (nichtbindende) Elektronenpaare beteiligt. Beispiele: 2 (Wasser) N 3 (Ammoniak) N polare Atombindung freies Elektronenpaar -Brückenbindung Folge: Stoffe, deren Moleküle untereinander Wasserstoffbrückenbindungen ( ) ausbilden können, besitzen relativ hohe Siedetemperaturen (vgl.: 2 [100 ] zu 2 [-183 ]). N e-atom zufällig entstandener Dipol (nur kurzfristig, durch die Bewegung der Elektronen) = momentaner Dipol bewirkt die Polarisierung anderer Atome = induzierte Dipole VAN DER WAALS-Kräfte kommen durch kurzfristige unsymmetrische Ladungsverteilung zustande. Je größer die Atome bzw. Moleküle sind, desto leichter lassen sich solche Dipole induzieren, desto größer sind die VAN DER WAALS-Kräfte. 4. Vergleich der Bindungskräfte VAN DER WAALS-Kräfte Dipol-Dipol-Kräfte -Brückenbindungen unpolare Atombindung polare Atombindung Ionenbindungen Die zwischenmolekularen Kräfte haben nicht nur Auswirkungen auf Schmelz- und Siedetemperaturen, sondern z. B. auch auf die Wasserlöslichkeit! Kräfte zwischen verschiedenen Molekülen = intermolekulare Kräfte Kräfte innerhalb eines Moleküls = intramolekulare Kräfte Kräfte innerhalb von Ionenverbindungen Die Atombindung 18

19 Themen/Lernziele: ydratation Lösungsvorgang ydratationsenergie 7. ydratation 7.1. Versuche Arbeits- Blatt AB Folie 7.2. Der Lösungsvorgang Beim Lösen eines Salzes - werden die Ionen getrennt (die Gitterenergie muss aufgebracht werden endothermer Vorgang) - Lagern sich die Wassermoleküle (Dipole) an die Ionen an, dabei wird Energie frei (ydratationsenergie; exothermer Vorgang) - entstehen also hydratisierte Ionen Na 2 Na + (aq) + (aq) Die Bildung einer ydrathülle durch Anlagerung von Wassermolekülen heißt ydratation. Ist die Gitterenergie kleiner als die ydratationsenergie, ist der Lösungsvorgang exotherm sonst endotherm. Ist die Gitterenergie sehr viel größer als die ydratationsenergie, so besitzen die Salze eine außerordentlich geringe Löslichkeit. Versuchsbeobachtung nochmal beschreiben lassen Bei vielen Salzen bleibt ein Teil der ydrathülle auch im festen Zustand erhalten (sogenannte ydrate). Um das ydratwasser vom Salz zu trennen, muss Energie aufgewendet werden. Bei der Anlagerung von Wasser an die wasserfreien Salze wird demnach Energie frei. ydratisierte Ionen sind viel größer: Li + [60 pm] Li + (aq) [340 pm] Na + [95 pm] Na + (aq) [276 pm] K + [133 pm] K + (aq) [232 pm] Die Atombindung 19

20 AB: hemie ydratation Die Atombindung Schutzbrille Versuch 1: Temperaturänderung beim Lösen von Salzen? Geräte: Reagenzglasständer, 5 Reagenzgläser, Thermometer, 4 Spatel (bleiben beim hemikaliengefäß). hemikalien: Natriumchlorid, alciumchlorid, Ammoniumchlorid, Bariumsulfat; dest. Wasser. Gib in 5 Reagenzgläser jeweils 10 ml destilliertes Wasser. Stelle die gefüllten Reagenzgläser in den Reagenzglasständer. Anschließend erfolgt die Zugabe folgender Salze (je ein Spatellöffel, außer bei Bariumsulfat, hier nur eine stecknadelkopfgroße Menge): Natriumchlorid, Na; alciumchlorid, a 2 ; Ammoniumchlorid, N 4 ; Bariumsulfat, BaS 4 ; im fünften Reagenzglas keine Salzzugabe (dient zum Temperaturvergleich). Bitte für jedes Salz einen eigenen Spatel benutzen. Bei jeder Salzzugabe wird mit dem Thermometer vorsichtig gerührt und die Temperatur aufgeschrieben. Beobachtung: Salz Temperatur vor der Salzzugabe Temperatur nach dem Lösen Löslichkeit Na a 2 N 4 BaS 4 Frage: Wie lassen sich die Beobachtungen interpretieren? Versuch 2: Abspalten von Kristallwasser? Geräte: 1 Reagenzglas, Reagenzglasklammer, Spatel, Kartuschenbrenner, Feuerzeug. hemikalien: Kupfersulfathydrat us (blau). Gib in ein trockenes Reagenzglas 1 Spatellöffel blaues Kupfersulfathydrat. Das Reagenzglas wird einige Minuten erhitzt. Beobachtung (Welche Reaktionsprodukte sind entstanden?): Reaktionsschema: Versuch 3: Anlagern von Kristallwasser? Geräte: 1 Reagenzglas, Reagenzglasklammer, Spatel. hemikalien: Kupfersulfat us 4 1 / 2 2 (bläulich-weiß); dest. Wasser. In ein Reagenzglas mit weißem Kupfersulfat (ca. 2 Spatellöffel) gibt man wenige ml destilliertes Wasser. Beobachtung (Achte besonders auf die Temperaturänderung mit der and fühlen!): Entsorgung und Reinigung. Achtung: Die drei Reagenzgläser, die Schwermetalle enthalten (BaS 4, us 4 5 2, us 4 1 / 2 2 ) werden in den aufgestellten Schwermetallbehälter entleert, evtl. muss etwas nachgespült werden. Alle anderen Flüssigkeiten sind harmlos und werden ins Waschbecken gekippt. Dann werden alle Glasgeräte mit Leitungswasser gereinigt und mit destilliertem Wasser nachgespült, gut abgeschüttelt und zum Trocknen aufgehängt. Die Atombindung 20

21 Folie: Lösungsvorgang eines Salzes in Wasser Zerteilung des Ionengitters durch Wassermoleküle. Die Ionen werden von den Dipolmolekülen umhüllt (ydratation). hlorid-anion Natrium-Kation Wassermolekül (Dipol) Die Zerteilung des Ionengitters ist immer ein endothermer Vorgang. Die ydratation ist immer ein exothermer Vorgang. Die Atombindung 21

22 Themen/Lernziele: Einschub: die metallische Bindung Einschub: 8. Die Metallische Bindung Kombiniert man zwei im Periodensystem der Elemente links stehende Atome, etwa zwei Natriumatome, miteinander, so kann weder durch den Übergang eines Elektrons vom einen zum anderen Atom (Na + Na [Na + ] [:Na ], also Ionenbindung) noch durch gemeinsame Beanspruchung eines Elektronenpaares seitens beider Natriumatome (Na + Na [Na Na], also Atombindung ) eine stabile Achterschale für beide Na Atome geschaffen werden. Dies ist vielmehr nur dadurch möglich, dass beide Natriumatome ihre Valenzelektronen abgeben, und dass die so entstehenden positiven Natrium-Kationen (Neon-Konfiguration) durch die negativen Elektronen zusammengehalten werden. Kopie Na + Na [Na + ] [:] [Na + ] Diese Art der Bindung wird Metallbindung genannt! (=> elektrische Leitfähigkeit durch frei bewegliche Elektronen) Die Atombindung 22

23 Themen/Lernziele: Wiederholung: xidationszahl Aufstellen von Reaktionsschemata v. div. Reaktionen alles bekannt: nur zur Wdh. 9. Redoxreaktionen 9.1. Die xidationszahl Die xidationszahen sind ilfsmittel zum Aufstellen von Redoxreaktionen. 1. Elemente besitzen die xidationszahl 0 2. Die Summe der xidationszahlen in einer Verbindung ist 0 3. Die Ionenladung eines einatomigen Ions entspricht der xidationszahl des Atoms 4. Zur Berechnung der xidationszahlen in Molekülen und Molekülionen werden die Elektronen immer dem elektronegativeren Partner zugeschlagen, und die einzelnen Atome wie Ionen behandelt. 5. Fluor hat in Verbindungen immer -I, Sauerstoff meistens -II, Wasserstoff meistens +I. Ändern sich bei einer chemischen Reaktion die xidationszahlen, so handelt es sich um eine Redoxreaktion. V Magnesium wird verbrannt 9.2. Verschiedene Reaktionen 2 Mg Mg 2 Mg + 2 [Mg 2+, 2 ] Magnesium Sauerstoff Magnesiumoxid Element Element Verbindung Metallbindung unpolare Atombindung Ionenbindung Reduktionsmittel xidationsmittel x.m.; Red.m. gibt Elektronen ab nimmt Elektronen auf n.a.; g.a. xidationszahl 0 0 +II; II II II. 2 Mg + 2 [Mg 2+, 2 ] V Kupferoxid reagiert mit Kohlenstoff Kalium reagiert mit Wasser (!) Wasserstoff reagiert mit hlor Ausarbeitung wie Beispiel V Natronlauge reagiert mit Salzsäure +I -II +I +I I +I I +I II Na + Na + 2 Was für ein Reaktion ist den das? Eine Redoxreaktion??? Die Atombindung 23

24 AB: hemie Bindungslehre / Zusammenfassung Die Atombindung Ionenbindung: Reagieren Metalle mit Nichtmetallen, so findet ein Elektronenübergang statt: die Metallatome geben ihre Valenzelektronen ab und werden zu positiven Ionen, während die Nichtmetallatome Elektronen aufnehmen und zu negativen Ionen werden, wobei sie ihre äußerste Schale zur Edelgaskonfiguration ergänzen. Die bei der Verbindung eines Metalls mit einem Nichtmetall gebildeten Ionen ziehen sich gegenseitig an. Die elektrostatischen Kräfte wirken jedoch von einem Punkt aus in alle Richtungen. Aus diesem Grund verbinden sich nicht zwei Ionen paarweise zu einem Teilchen (Molekül), sondern jedes Ion umgibt sich allseitig mit so vielen entgegengesetzt geladenen Ionen, wie aus räumlichen Gründen Platz finden. Auf diese Weise bilden sich dreidimensionale Ionengitter. Salze sind Ionenverbindungen (Natriumchlorid Na, Magnesiumoxid Mg), welche im festen Zustand ein Ionengitter bilden. Energetische Betrachtung: Die Gitterenergie ist diejenige Energie, die frei wird, wenn sich Ionen zu einem Ionengitter zusammenlagern (auf je 1 mol bezogen => Einheit: kj/mol). Aufstellen von Verhältnisformel: Die Verhältnisformel wird durch die Ladung der einzelnen Ionen bestimmt, da die Substanz als Ganzes elektrisch neutral sein muss. Die Ladung der Ionen von auptgruppenelementen lassen sich aus dem Periodensystem ableiten: Für positive Ionen ist sie gleich der Gruppennummer, für negative Ionen gleich der Zahl der bis zum nächsten Edelgas fehlenden Plätze. Beispiele: Na, Na 2, Na 3 N; Mg 2, Mg, Mg 3 N 2 ; Al 3, Al 2 3, AlN Atombindung: Ein Wasserstoffatom enthält als Kern ein Proton und in der Atomhülle ein Elektron. Wenn sich zwei Wasserstoffatome einander nähern, können sich die beiden Elektronenwolken durchdringen, wobei beide Kerne anziehende Kräfte auf beide Elektronen ausüben. Diese werden sich darum am häufigsten zwischen den beiden Kernen aufhalten. Die beiden Elektronenwolken der ursprünglichen Atome vereinigen sich zu einer einzigen, jetzt mit zwei Elektronen besetzten Wolke. Der Zusammenhalt erfolgt durch elektrostatische Kräfte. Dabei herrscht eine Art Gleichgewicht zwischen den anziehenden Kräften (Kerne, d.h. Protonen zu den Elektronen) und der zwischen den beiden Kernen wirkenden Abstoßung. Weil den beiden miteinander verbundenen Atomen zwei Elektronen gemeinsam angehören, nennt man diese Art Bindung auch Elektronenpaarbindung. Die Bezeichnung Atombindung bringt zum Ausdruck, dass es sich um eine Bindung zwischen Atomen (und nicht zwischen Ionen) handelt! Die Bildung eines Wasserstoffmoleküls aus zwei Atomen ist eine exotherme Reaktion: + = 435,5 kj/mol Will man diese Bindung wieder trennen, so muss man diesen Energiebetrag (Bindungsenergie) wieder dafür aufwenden. Weitere Beispiele: Fluor F 2, hlor 2, Brom Br 2, Iod I 2, Sauerstoff 2 (mit Doppelbindung), Stickstoff N 2 (mit Dreifachbindung), Methan 4, ktettregel: Betrachten wir die Zahl der Bindungselektronen der verschiedenen Atome in den Molekülen, so fällt auf, dass Wasserstoff stets zwei, die anderen stets acht Außenelektronen besitzen. Dies entspricht der äußersten Elektronenschale der Edelgase (Edelgaskonfiguration); diese stellt einen beständigen Zustand dar. Diese Regel ist ein ilfsmittel um sich die Molekülformeln (v.a. der 2. Periode) herzuleiten. Nur Nichtmetallatome sind in der Lage durch Ausbildung von Atombindungen Edelgaskonfiguration zu erreichen. Metallatome verbinden sich in der Regel nicht durch Atombindungen! Wenn sich zwei gleiche Atome miteinander durch eine Atombindung verbinden, halten sich die gemeinsamen Elektronen im Durchschnitt genau in der Mitte zwischen den Atomkernen auf, da beide Atome die bindenden Elektronenpaare gleich stark anziehen (unpolare Atombindung). Sind jedoch verschiedene Atome miteinander verbunden, so ist die Ladungsdichteverteilung der gemeinsamen Elektronen gewöhnlich nicht mehr symmetrisch, weil sich die zwei Atome meistens darin unterscheiden, wie stark sie die Bindungselektronen anziehen. Diese Fähigkeit eines Atomes, die gemeinsamen Elektronen in einer Atombindung anzuziehen, nennt man seine Elektronegativität. Die Elektronegativität eines Atoms hängt vor allem von zwei Faktoren ab: von der Ladung und der Größe seines Atomrumpfes. Je höher geladen nämlich der Atomrumpf ist, desto stärker werden die Valenzelektronen und damit auch die bindenden Elektronen angezogen, desto höher ist also die EN des Atoms. Zudem wird die anziehende Wirkung des Atomrumpfes umso größer, je kleiner dieser ist, denn dann ist seine Ladung auf einen kleinen Raum konzentriert und damit nach außen stärker wirksam. Innerhalb einer Periode des Periodensystems nimmt die Zahl der Valenzelektronen und damit die Ladung des Atomrumpfes zu, so dass innerhalb der Periode die Elektronegativität der Elemente von links nach rechts zunimmt. Innerhalb einer Elementgruppe wächst der Atomradius von oben nach unten, die EN der Elemente innerhalb einer Gruppe nimmt daher von oben nach unten ab. Die Elemente Fluor, Sauerstoff, Stickstoff und hlor besitzen demnach die höchste Elektronegativität (siehe Tabelle). Auswirkungen der Elektronegativität: Sind nun zwei Atome von unterschiedlicher EN miteinander verbunden, so hält sich das bindende Elektronenpaar im Durchschnitt näher bei dem stärker anziehenden (= elektronegativeren) Atom auf. Dadurch tritt eine Verschiebung der negativen Ladung in Richtung zu diesem Atom ein, so dass dieses Atom eine geringe negative, das andere eine geringe positive Überschussladung erhält. Die Atombindung wird polar, die Moleküle haben ein positives und ein negatives Ende: Mit einem Keil deutet man manchmal Periode ,5 1 1,5 2 2,5 3 3,5 4 Elektronegativität an, dass die gemeinsamen Elektronen stärker zum Fluoratom hin verschoben sind, die Bezeichnungen δ + und δ deuten die bei den beiden Atomen vorhandenen Teilladungen an. Je größer die EN-Differenz zweier miteinander verbundener Atome ist, desto stärker werden die gemeinsamen Elektonen zum elektronegativeren Atom hin verschoben, desto polarer wird die Bindung. Polare Bindungen haben in der Regel höhere Bindungsenergien als unpolare, sie lassen sich also schwerer in Atome trennen als unpolare. Metallische Bindung: Kombiniert man zwei im Periodensystem der Elemente links stehende Atome, etwa zwei Natriumatome, miteinander, so kann weder durch den Übergang eines Elektrons vom einen zum anderen Atom (Na + Na [Na + ] [:Na ], also Ionenbindung ) noch durch gemeinsame Beanspruchung eines Elektronenpaares seitens beider Natriumatome (Na + Na [Na Na], also Atombindung ) eine stabile Achterschale für beide Na-Atome geschaffen werden. Dies ist vielmehr nur dadurch möglich, dass beide Natriumatome ihre Valenzelektronen abgeben, und dass die entstehenden positiven Natrium-Kationen (Neon-Konfiguration) durch die beiden negativen Elektronen zusammengehalten werden. Na + Na [Na + ] [: 2 ] [Na + ] Diese Art der Bindung wird Metallbindung genannt! ( > elektrische Leitfähigkeit durch frei bewegliche Elektronen) s Li Be B N F Na Mg Al Si P S K a Ga Ge As Se Br Rb Sr In Sn Sb Te Ba + F I Die Atombindung 24

25 AB: hemie Übungsaufgaben Die Atombindung 1) Zeichne die LEWIS-Schreibweise folgender Elemente bzw. Verbindungen: 2 S, F 4, N 3, 3, 2 4, 4, Natriumchlorid, Bromwasserstoff, Sauerstoff, Lithiumbromid, hlorwasserstoff Trage in die Strukturformeln die Teilladungen der Atome ein (wenn vorhanden). 2) Bezeichne an den Stoffen aus Aufgabe 1) folgende Begriffe: Kation, Anion, Ionenbindung, polare und unpolare Atombindung, bindendes und nichtbindendes Elektronenpaar, positive und negative Teilladung, Elektronegativität, Dipol. 3) Erkläre folgende Begriffe kurz: Dipol-Dipol-Kräfte, VAN DER WAALS-Kräfte, Wasserstoffbrückenbindung, ydratation. 4) Stelle die Reaktionsschemata für folgende Reaktionen auf (in Worten und dann in LEWIS-Schreibweise!): Magnesium + Schwefel > Magnesiumsulfid <0 Mg + S Mg 2+ S 2 Natrium + Schwefel > Aluminium + Schwefel > alcium + Brom > alciumbromid <0 a + Br Br Lithium + Brom > a 2+ Br Br Aluminium + hlor > Kupfer(II)oxid + Magnesium > Die Atombindung 25

26 AB: hemie Test Die Atombindung 1. Stelle die Strukturformeln von folgenden Verbindungen auf (mit bindenden und freien Elektronenpaaren. Trage die Teilladungen der Atome ein (wenn vorhanden). Kreuze in der rechten Leiste an, welche zwischenmolekularen Kräfte bei diesen Stoffe vorhanden sind, dabei bedeuten: v.d.w. - VAN DER WAALS-Kräfte; D.D. - Dipol Dipol-Kräfte; -Br. - Wasserstoffbrückenbindungen. 2 F 2 F v.d.w. D.D. F -Br. v.d.w. D.D. -Br. Ammoniak (N 3 ) v.d.w. Kohlenstoffdioxid v.d.w D.D. -Br. + D.D. -Br. 2. Markiere am Beispiel folgender Stoffe die Begriffe: Kation, Anion, polare und unpolare Atombindungen, bindendes und nichtbindendes Elektronenpaar. Magnesiumchlorid Mg 2+ Kation Anionen 4 unpolare Atombindung bindendes Elektronenpaar nichtbindendes Elektronenpaar polare Atombindung 3. Stelle das Reaktionsschema für folgende Reaktion auf (in Worten und dann in LEWIS-Schreibweise!): Natrium + Schwefel > Natriumsulfid 2 Na + S 2 Na + + S 2 Die Atombindung 26

27 AB: hemie Test Die Atombindung 1. Stelle die Strukturformeln von folgenden Verbindungen auf (mit bindenden und freien Elektronenpaaren. Trage die Teilladungen der Atome ein (wenn vorhanden). Kreuze in der rechten Leiste an, welche zwischenmolekularen Kräfte bei diesen Stoffe vorhanden sind, dabei bedeuten: v.d.w. - VAN DER WAALS-Kräfte; D.D. - Dipol Dipol-Kräfte; -Br. - Wasserstoffbrückenbindungen. 2 4 v.d.w. D.D. -Br. Wasser + + v.d.w. D.D. -Br. F 4 F F F + F v.d.w. D.D. -Br. 2 + v.d.w. D.D. -Br. 2. Markiere am Beispiel folgender Stoffe die Begriffe: Kation, Anion, polare und unpolare Atombindungen, bindendes und nichtbindendes Elektronenpaar. Natriumoxid Kationen 2 6 Na + unpolare 2 Atom- bindung Na + Anion nichtbindendes Elektronenpaar polare Atombindung bindendes Elektronenpaar 3. Stelle das Reaktionsschema für folgende Reaktion auf (in Worten und dann in LEWIS-Schreibweise!): Aluminium + Schwefel > Aluminiumsulfid + S 2 Al 3+ + S 2 Al Die Atombindung 27