Vom Atom zum Molekül

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1 Vom Atom zum Molekül

2 Ionenverbindungen Na + Cl NaCl lebensgefährlich giftig lebensgefährlich giftig lebensessentiell Metall + Nichtmetall Salz

3 Beispiel Natriumchlorid Elektronenkonfiguration: 11Na: 1s(2) 2s(2) 2p(6) 3s(1) 1 Elektron zu viel für Neon-Konfiguration 17Cl: 1s(2) 2s(2) 2p(6) 3s(2) 3p(5) 1 Elektron zu wenig für Argon-Konfiguration Na gibt 1 Elektron ab Cl nimmt 1 Elektron auf Na-Kation Cl-Anion Zwischen beiden Ionen wirkt eine bindende Coulomb-Kraft

4 Das NaCl - Ionengitter - kubische Struktur - Zusammenhalt durch elektrische Kräfte - kleine Kationen, große Anionen NaCl ist kein Molekül!

5 Grundprinzip der Ionenbindung Metall verliert Elektronen Nichtmetall gewinnt Elektronen wollen isoelektronisch zu einem Edelgas werden Alkalimetalle verlieren ein Elektron Erdalkalimetalle verlieren 2 Elektronen Elemente der III Hauptgruppe verlieren 3 Elektronen (Li+) (Mg2+) (AL3+) Faustregel: Ein Element gewinnt bzw. verliert nie mehr als drei Elektronen Bemerkung: Nebengruppenelemente verlieren eine veränderliche Zahl von Elektronen Beispiele für Nebengruppenelemente Chrom (II) Chrom (III) Eisen (III) Cr2+ Cr3+ Fe3+

6 Wir basteln uns Salzformeln... Salz = Metall + Nichtmetall Mg + Br Mg -> Mg2+ / Br -> Br- Mg Br2 Al + O Al -> Al3+ / O -> O2- Al2O3 NH4 + S NH4 -> NH4+ / S -> S2- Polyatomare Ionen (NH4)2S Ammoniumsulfid Eine Ionenbindung entsteht durch die elektrische Anziehung zwischen Kationen und Anionen (Coulombsches Gesetz)

7 Allgemeine Eigenschaften von Salzen Sind unter Normalbedingungen Feststoffe mit meist relativ hoher Schmelztemperatur Es handelt sich um ionische Kristallstrukturen, die den Festkörper aufbauen Viele Salze sind in Wasser löslich (Ursache Hydratation) Die Auflösung von Salzen in Wasser kann deren ph-wert verändern Feste Salze sind Isolatoren, Salzschmelzen und Salzlösungen elektrische Leiter Neigen dazu, in Lösung Elektrolyte zu bilden Salzbildungsreaktionen

8 Elektronen brüderlich teilen die kovalente Bindung Wasserstoffmolekül H2 In dem die beiden Wasserstoffatome jeweils ein Elektron miteinander teilen, gelangen sie in eine stabile Edelgaskonfiguration isoelektronisch zu Helium Überlagerung der 1s Orbitale führt zu deren Überlappung gemeinsames Molekülorbital Sigma-Bindung Wasserstoff: 435 kj/mol

9 Merksatz: Kovalente Bindungen bilden sich zwischen Nichtmetallen aus! Kovalente Bindungen bei biatomaren Molekülen Das Teilen von Elektronen mit dem Ziel einer vollständigen Achter-Schale (Oktettregel) kann zu Mehrfachbindungen führen: Beispiel: Sauerstoff: sp2-hybridisierung Sigma-Doppelbindung Hybridisierung Vermischung von Orbitalen; Addition von meist s und p-orbitalen zu Hybridorbitalen mit neuer Geometrie

10 sp2-hybridisierung beim Sauerstoffmolekül Atome können je nach Verbindung unterschiedliche Hybridisierungszustände einnehmen unterschiedliche räumliche Molekülstrukturen

11 Das O2-Molekül ergibt sich dann durch Überlappung von 2 sp2- hybridisierten Atomen. Dabei überlappen sich 2 sp2-hybridorbitale zur Sigmabindung und 2 p-orbitale seitlich zur Pi-Bindung. Dies ergibt die Doppelbindung. Ozon Im Ozonmolekül sind jeweils zwei Sauerstoff-Atome durch eine Sigma-Bindung miteinander verbunden und eine Pi- Bindung mit einem Elektronenpaar verteilt sich über alle drei Sauerstoffatome-Atome.

12 Weitere Beispiele: Kohlendioxid CO2 zwei Zweifachbindungen Stickstoff N2 eine Dreifachbindung eine Sigma, zwei Pi-Bindungen

13 Polarkovalente Moleküle Bei biatomaren Molekülen zieht jedes Atom die Bindungselektronen gleich stark an Ladungssymmetrie (Molekül wirkt nach außen neutral) Verbinden sich unterschiedliche Elemente kovalent, dann ist die Anziehungskraft der positiv geladenen Atomrümpfe auf die gemeinsamen Elektronen unterschiedlich die Moleküle verhalten sich polar (z.b. wie ein Dipol) Als Elektronegativität bezeichnet man die Kraft, mit der ein Atomrumpf ein Elektronen-Bindungspaar anzieht je größer die Elektronegativität, desto größer die Fähigkeit, ein Elektronen- Bindungspaar anzuziehen CL2 unipolare kovalente Bindung HCL polarkovalente Bindung ( + - )

14 Was verraten uns die Elektronegativitätsdifferenzen zwischen zwei Atomen über ihre Bindungen? Cl Cl = 0 H Cl = 0.96 Na Cl = 2.23 Polar-kovalent Dipol Unterschied Elektronegativität Art der erzeugten Bildung unpolar kovalent polar kovalent > 1.5 Ionenbindung

15 Wasser als polares Molekül Die Elektronegativität von Sauerstoff beträgt EN=3.44, die von Wasserstoff 2.2. Dadurch werden die gemeinsamen Bindungselektronen der OH-Bindungen vom Sauerstoff-Rumpf stärker angezogen. Durch diese Ladungsverschiebung besitzt das Sauerstoff-Atom einen Überschuß an negativer Ladung und ist somit partiell negativ geladen. Im Gegenzug tragen die Wasserstoff-Atome eine positive Partialladung. Das Wasser-Molekül hat daher einen positiven und einen negativen Ladungsschwerpunkt. Da das Wasser-Molekül gewinkelt ist (H-O-H Winkel von ), fallen die Ladungsschwerpunkte nicht zusammen und das Wasser-Molekül stellt einen Dipol dar.

16 Wasserstoffbrückenbindungen Die Vernetzung der Wassermoleküle durch Wasserstoffbrückenbindungen erklärt die meisten der exotischen Eigenschaften des Wassers elektrostatische Anziehung von polar-kovalenten Wassermolekülen

17 Wasserstoffbrückenbindungen sind äußerst wichtig für die Biochemie In Proteinen halten Wasserstoffbrücken die wichtigen dreidimensionalen Strukturen der Moleküle aufrecht. In der DNA schließlich verbinden Wasserstoffbrücken die einzelnen Stränge zur charakteristischen Doppelhelix. Diese Bindungsart ist somit eine notwendige Voraussetzung für fast alle Lebewesen.

18 Wassereigenschaften und Wasserstoffbrückenbindungen Die Dipol-Struktur des Wassermoleküls macht Wasser zu einem idealen Lösungsmittel für ionische Substanzen und polar-kovalente Verbindungen (z.b. Alkohole) Wasser kann aufgrund seiner hohen Wärmekapazität große Wärmemengen absorbieren Klima Festes Eis hat geringere Dichte als flüssiges Wasser Gewässer können nicht von unten zufrieren

19 Nächstes Mal: Wasser als wichtige chemische Grundlage für das Leben

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