Wichtige Stoffgruppen. Stoffgruppe. Atomverband. Metallische Stoffe (Gitter) - Metalle - Legierungen (- Cluster) Metall Metall:

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1 1 Wichtige Stoffgruppen Atomverband Metall Metall: Metall Nichtmetall: Stoffgruppe Metallische Stoffe (Gitter) - Metalle - Legierungen (- Cluster) Salzartige Stoffe (Gitter) - Salze Nichtmetall Nichtmetall: Halbmetallverbindungen: Flüchtige Stoffe (Moleküle) Diamantartige Stoffe (Gitter) Hochmolekulare Stoffe Gitter (metallische Stoffe) und Moleküle 2 1

2 Nichtmetall-Atome, mit Ausnahme der Edelgase, verbinden sich mit anderen Nichtmetall-Atomen zu kleineren oder grösseren Atomgruppen. Die Bindung zwischen den Atomen erfolgt über die Elektronen der Valenzschale. Moleküle abgeschlossene Atomgruppen Gitter ausgedehnte Atomverbände H O H z.b. H 2 O = Wasser z.b. Diamant (Kohlenstoff-Gitter) z.b. Graphit (Kohlenstoff-Gitter) 3 Wie verbinden sich Atome? Valenzschale Atomrumpf e - getrennte Atome keine Bindung, Abstossung überwiegt angenäherte Atome Bindung, Anziehung überwiegt metallische Bindung ionische Bindung 4 Elektronenpaarbindung 2

3 e - Metall Metall Nichtmetall? Metall Nichtmetall Nichtmetall metallische Bindung ionische Bindung 5 Elektronenpaarbindung Elektronenwolkenmodell der Valenzschale - Elektronen besitzen Teilchen- und Welleneigenschaften - Die Flugbahn eines Elektrons lässt sich nicht bestimmen, sondern nur der wahrscheinliche Aufenthaltsbereich. - Elektronenwolken: modellhafter Aufenthaltsraum der Elektronen Quantenmechanisches Orbitalmodell Elektronenwolken - Pauli-Prinzip: pro Elektronenwolke (Orbital) maximal 2 Elektronen 6 3

4 Elektronenpaarbindung (kovalente Bindung, Atombindung) In Molekülen entsteht die Bindung zwischen Atomen modellhaft durch Überlagerung von einfach besetzten Elektronenwolken zu gemeinsamen bindenden Elektronenwolken (Elektronenpaare). H H H H H H gemeinsames, bindendes Elektronenpaar 7 Elektronenpaarbindung: Moleküle Reagieren Nichtmetalle mit Nichtmetallen, entstehen meist flüchtige Stoffe, die aus Molekülen bestehen. Die Atome in einem Molekül sind über Elektronenpaarbindungen (kovalente Bindungen) miteinander verknüpft. Vereinfachtes Bild: 8 4

5 Kräfte im Wasserstoff-Molekül Abstossung 9 Bildung des Wasserstoff-Moleküls H H H H Salze 10 5

6 Bindungsenergie Bindungslänge 11 - Die K-Schale besitzt nur eine Elektronenwolke mit maximal 2 Elektronen (e - ) Wasserstoff: 1 Elektron Das Edelgas Helium: 2 Elektronen - Die Valenzschale der Hauptgruppenelemente kann maximal 4 Elektronenwolken mit je 2 Elektronen (total 8 Elektronen) besitzen. - Elektronenwolken (EW) werden zuerst einzeln mit Elektronen besetzt Lewis-Schreibweise: - Das Symbol für eine einfach besetzte EW ist ein Punkt ( ) Bsp: - Das Symbol für eine volle, doppelt besetzte EW ist ein Strich ( ) O - Tabelle: Buch Seite

7 Wertigkeit Die Anzahl bindender Elektronenpaare, die ein Atom maximal bilden kann, entspricht der Anzahl halbbesetzter Elektronenwolken (Punkte) und heisst Wertigkeit. Bsp: F 1-wertig O 2-wertig C 4-wertig Aufgabe: Bilden Sie die Wasserstoffverbindungen obiger Atome 13 Übungen Zeichnen Sie die folgenden Moleküle. Tabelle im Buch: auf Seite 110. H Cl H Br H I Br 2 F 2 Cl 2 I 2 NH 3 H 2 S CCl

8 Einfach-, Doppel- und Dreifachbindung Lesen Sie im Buch S die Abschnitte Weitere Beispiele von Molekülen, Doppelbindungen und Dreifachbindungen Stellen Sie die Bindungen für die Moleküle F 2, HCl, N 2 und H 2 O wie bei O 2 dar. 15 F 2 F F N 2 N N HCl H Cl H 2 O O H H 16 8

9 Übungen Zeichnen Sie die folgenden Moleküle. Sie können Doppel- oder Dreifachbindungen enthalten. Tabelle im Buch: auf Seite 110. N 2 O 2 HCN CO 2 C 2 H 6 C 2 H 4 C 2 H 2 17 Edelgasregel Die Atome teilen sich die Elektronen des bindenden Elektronenpaares gleichwertig (kovalent) Erreichen des Edelgaszustandes Dublett H H Dublett Oktett O O Oktett Gemeinsame bindende Elektronenwolken sind energetisch günstiger als halbbesetzte Elektronenwolken. Atome, Moleküle mit halbbesetzten Elektronenwolken (= Radikale) sind instabil keine Punkte in Strukturformeln! Cl Chlorradikal Methylradikal 18 9

10 Räumlicher Bau von Molekülen (S. 111) Ist an ein Atom mehr als ein weiteres Atom gebunden, sind verschiedene räumliche Anordnungen möglich. Die Anordung der Bindungspartner um ein solches Atom lässt sich mit den Winkeln zwischen den Bindungen beschreiben Bindungswinkel Bindungswinkel 180 Bindungswinkel bei H 2 O ca Elektronenpaar-Abstossungsmodell (EPA-Modell, S ) Die Anordnung von Bindungspartnern um ein zentrales Atom (ZA) hängt von der Anordnung der Elektronenwolken (bindende und nichtbindende) ab. Dabei gelten folgende Regeln: 1. Elektronenwolken (EW) um ein zentrales Atom stossen sich maximal ab 2. Mehrfachbindungen zählen wie 1 Elektronenwolke Beispiel: Bindungswinkel 120 N H O 20 10

11 Elektronenpaar-Abstossungsmodell (EPA-Modell, S ) Um die Geometrie (räumliche Gestalt) eines Moleküls zu beschreiben geht man folgendermassen vor: 1. Alle Atome mit mehr als einem Bindungspartner bestimmen Zentralatome (ZA) 2. Für jedes ZA die Anzahl EW und daraus die räumliche Anordnung der Elektronenwolken nach dem EPA-Modell bestimmen: 2 Wolken: lineare Anordnung, Bindungswinkel Wolken: gleichseitiges Dreieck, Bindungswinkel Wolken: tetraedrische Anordnung, Bindungswinkel ca Aus der Anzahl Bindungspartner und der Anordnung der EW folgt die Anordnung der Bindungspartner 21 Organische Verbindungen: Elemente CHNOPS I II III IV V VI VII VIII H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar C, H alle organischen Verbindungen C, H, O z.b. Kohlenhydrate und Fette C, H, O, N, S z.b. Proteine C, H, O, N, P z.b. DNS 11

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