Bau der Metalle Eigenschaften plastisch verformbar elektrisch leitfähig hohe Siede- und Schmelztemperaturen

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1 Metallbindungen Bau der Metalle bestehen aus positiv geladene Atomrümpfe (= Atomkern und alle Elektrone auβer den Vallenzelektronen) + frei beweglichen Auβenelektronen Atomrümpfe sind sehr fest angeordnet weil: jedes Atomrumpf denkt, dass er seine Vallenzelektrone abgegeben und somit die Edelgaskonfiguration erreicht habe Metalle teilen also Elektrone entsteht eine Wolke von Elektronen = Elektrongas dieser Gas hält alle Atomrümpfe zusammen durch Anziehungskräfte zwischen Metallionen und Elektronen bildet sich Metallgitter im festen Zustand Eigenschaften wegen Enge: Metalle haben groβe Dichte 75% aller Elemente sind Metallbindungen elektrische und Wärmeleitfähigkeit + verformbar + hohe Siede- und Schmelztemperaturen haben wenige Vallenzelektrone + niedrige Elektronegativität + geringe Ionisierungsenergie (geben Vallenzelektrone immer weiter ab) Härtung: durch Störung des durchgehenden Aufenthaltsraums der Vallenzelektrone durch Einbau von C-Atomen Legierungen: Mischungen verschiedener Metalle, um andere Eigenschaften zu erhalten (Voraussetzung: Gittertypen müssen ähnlich gebaut sein) plastisch verformbar Atomrümpfe können sich verschieben, während die Struktur gleich bleibt, d.h. die Anziehungskräfte zwischen den Atomrümpfen bleiben weil: Elektrongas passt sich an, da Elektrone sowieso frei beweglich sind beim Ionengitter: gleichnamige Ladungen würden sich aufeinander treffen, sich abstoβen und das Gitter würde zerspringen elektrisch leitfähig ein Stoff ist leitfähig, wenn u.a.: es frei bewegliche Ladungsträger gibt Atomrümpfe haben zwar feste Struktur, aber die Auβenelektrone können sich im Metallgitter frei bewegen und somit die Ladung weiter transportieren hohe Siede- und Schmelztemperaturen durch Anziehungskräfte zwischen Metallionen, entsteht Metallgitter viel Energie ist notwendig, um diesen zu zerstören

2 Atombindungen I. das Kugelwolkenmodell Kugelwolkenmodell Pauli s Prinzip: Jede Wolke darf maximal 2 Elektronen besitzen. Lewis-Schreibweise bindende und nicht bindende (=freie) ELektronenpaare werden durch Striche gekennzeichnet Elementsymbol: Atomkern + innere Elektrone Punkte: Auβenelektrone bis zu 4 Elektronen: einzelnd um Symbol Striche: zwei werden zu einem freien Elektronenpaar Edelgasregel Gesamtzahl der Elektronen der bindenden und freien Elektronenpaare um Atomrumpf = Anzahl der Auβenelektrone des Edelgasatoms (immer 8, auβer in erste Periode) Grenzen: manchmal entstehen Oktettlücken am Zentralatom (wie bei BF 3 ) bilden sich Doppelmoleküle (B 2 F 6 ) EPA-Schreibweise = ElektronenPaarAbstoβungs-Modell räumliche Struktur Molekülmittelpunkt: Atom, von dem die Elektronenpaarbindungen ausgehen = Zentralatom Atomrumpf: Atomkern + Elektronen der inneren Schalen (kugelsymmetrisch) Abstoβen: bindende und freie Elektronenpaare halten sich in Elektronenwolken auf wegen negativen Ladung stoβen sie sich ab Elektronenpaare: gleicher Abstand zum Kern + groβtmöglicher Abstand untereinander freie Elektronenpaare: erzeugen mehr Abstoβungskräfte & beanspruchen somit mehr Raum als bindende Elektronenpaare vier Elektronenpaare: tetraedisch 109,5º linear (180º) + gewinkelt (104,5º) + pyramidal (107º) + trigonal (120º) Bindungen NaCl Ionen ~ Ionenbindung Na: Metall ~ Metallbindungen Cl 2 : Nichtmetall ~ Atombindung = kovalente Bindung = Elektronenpaarbindung einfache Bindung: nur ein Elektronpaar (d.h. ein Strich) bindet zwei Atome Mehrfachbindung: mehrere Elektronenpaare (d.h. + Striche) binden zwei Atome

3 II. Bindungen Elektronegativität = EN Fähigkeit eines Atoms Elektronen in einer Bindung zu sich zu ziehen Übersicht wenn EN < 0,4 unpolare Bindung wenn 0,4 < EN < 1,7 polare Bindung wenn EN > 1,7 Ionenbindung je gröβer der EN, desto wahrscheinlicher ist es, dass es eine Ionenbindung wird ein Atom zerreist die Elektrone so sehr, dass eine Ladung entsteht Grenzwerte Werte 0,4 und 1,7 sind nut Grenzwerte, annähernde Werte es gibt ein paar Ausnahmen: o EN ist 1,8 oder gröβer: Normalfall Ionenbindung jedoch: manchmal gibt es zu geringe Anziehungskräfte, sodass kein Gitter gebildet wird o EN = 0,4 aber trotzdem unpolar Stoff wird negativ geladen, aber Teilladung entsteht nicht, da die Elektronen wandern Anderes Atom mit höhsten EN-Wert: Fluor mit 4,0 Periode: EN-Wert wird kleiner (mehr Schalen, gleiche Vallenzelektrone) Hauptgruppe: EN-Wert wird gröβer (gleiche Schale, mehr Vallenzelektrone) III. unpolare Bindung unpolare Bindung Elektronen verbringen überall in der Wolke genau viel Zeit sind so gut verteilt, dass in der Wolke keine Ladung entstehen kann passiert, wenn Atome: o gleich sind o die gleiche Anziehungskraft haben hängt ab von: Anzahl Protonen + Schalen IV. polare Bindung polare Bindung um Edelgaskonfiguration zu erreichen: Atome müssen Elektrone entweder abgeben oder aufnehmen wenn Atom mehr Anziehungskräfte hat als das andere Atom, dann verbringen die Elektronen dort mehr Zeit Beispiel: H hat 1 Proton, Cl hat 17 Protonen 17 Protonen sind effektiver, nehmen einfacher einen Elektron auf Chlor hat mehr effektive Kraft als Helium Elektrone aufzunehmen, weil Chlor mehr effektive Anziehungskraft besitzt, da es eine höhere Ladung hat deshalb: polare Bindung

4 Teilladung beide Atome kriegen eine Teilladung: o δ + Stoff mit kleinerem EN-Wert ~ Mangel an Ladung o δ - Stoff mit gröβerem EN-Wert ~ Überschuss an Ladung Atom reisst Elektrone nicht zu sich, aber zieht sie mehr an Elektronen verbringen mehr Zeit auf einer Seite, jedoch gibt es keine komplette Ladungsübertragung volle Ladung: Ladung eines Elektrons; Betrag der Ladung, die vom Atom weggeht V. Kräfte Welche Zwischenmolekulare Kräfte wirken? Welchen Bindungstyp kennen wir? zwischenmolekulare Kräfte hängen also von der chemischen Bindung ab bei Ionen: Wechselwirkung so stark, dass Stoff fest ist (u. nicht elektrisch leitfähig) wenn Moleküle sich nicht so stark anziehen, dann ist der Stoff nicht so fest Anziehen und Abstoβen von Molekülen hängt von der Ladung ab: VI. Van der Waals Kräfte Definition typisch für Nichtmetalle Kräfte, die zwischen Molekülen entstehen, die eine unpolare Bindung haben = zwischenmolekulare Kräfte bei unpolarer Bindung sind schwach im Gegensatz zu anderen ZMK wieso? es ist leicht, die Bindung zu trennen ~ deshalb auch gasförmig bei Raumtemperaturen bestimmen den Aggregatzustand + können unterschiedliche Stärken haben + damit sie entstehen muss Ladung geben, d.h. ein Dipol muss entstehen Entstehung 1. Die Elektrone sind ständig in Bewegung auf willkürliche Weise, d.h. sie bewegen sich nicht geordnet. Plötzlich befinden sich alle auf der gleichen Seit des Moleküls. 2. Es entsteht ein Spontandipol. D.h. die Entstehung war ohne Absicht, ungeplant. Die zwei Seiten des Moleküls haben verschiedene Ladungen. 3. Ein anderes Molekül gelangt in der Nähe und wird polarisiert. 4. Sobald ein Spontandipol entsteht, werden die anderen Moleküle polarisiert. Es bilden sich überall induzierte Dipole.

5 Faktoren, die die Stärke beeinflussen können 1. Gröβe Oberfläche der Moleküle o Polarisierung ist bei groβen Molekülen einfacher kleine Moleküle begrenzen die Polarisierung o weil: je weniger Platz, desto schwerer ist es getrennt zu sein / desto einfacher ist es, gut verteilt zu sein e- müssen im Platz bleiben, weil es einfach kein Platz gibt je mehr Platz, desto einfacher ist es, dass plötzlich alle e- auf einer Seite sind o Je leichter eine Teilladung entsteht, desto stärker sind demnach die VdW Kräfte. Je gröβer das Molekül, desto leichter entsteht eine Teilladung. o also: Je gröβer das Molekül, desto stärker sind die VdW Kräfte. 2. Anzahl der Ladung / Elektronen o Je mehr Elektrone, desto gröβer der Stoff, somit desto leichter ist es, den Stoff zu polarisieren. o Je mehr Elektrone, desto gröβer ist die Teilladung. Je gröβer die Teilladung, desto einfacher ist es, den Stoff zu polarisieren. Wieso hat Iod eine höhere Siedetemperatur als Fluor? Die Schmelz- und Siedetemperatur werden von den ZMK bestimmt. Je stärker diese Kräfte, desto höher die Temperaturen. Zwischen I 2, als auch bei F 2, wirken VdW Kräfte. Die VdW Kräfte hängen von der Gröβe und Anzahl von Elektronen in dem Molekül ab. Da Iod viel gröβer ist und auch viel mehr Elektronen als Fluor besitzt, sind auch die VdW Kräfte bei Iod stärker als bei Fluor. Somit kann man für Iod eine höhere Schmelz- und Siedetemperatur erwarten. VdW Kräfte, bzw. Dipol/Dipol Wechselwirkungen bei polarer Bindung bei polaren Bindungen normalerweise: Dipol/Dipol Wechselwirkungen ( = Anziehungskräfte zwischen Dipole) o D./D. Wechs.: in der Regel stärker als VdW Kräfte, weil Moleküle schon Dipole sind, während sie bei den VdWK erst zu einem Spontandipol werden müssen. Die Teilladung ist bei der Dp./Dp. W. schon bestimmt, es muss nur das Anziehen stattfinden. o also: Stoffe, in denen Dp./Dp W. anwesend sind, besitzen normalerweise eine höhere Siede- und Schmelztemperatur als Stoffe, in denen nur VdWK anwesend sind (da VdWK schwächer sind, kann man Bindung leichter trennen) Ausnahmen: manchmal sind die Moleküle obwohl es eine polare Bindung ist unpolar, d.h. keine Dipole und besitzen somit VdW Kräfte o weil: deren Teilladung ist symmetrisch verteilt die Kräfte anulieren sich, bzw. gleichen sich aus ~ somit: ist Wirkung nicht sichtbar o Beispiele: NH 3 + H 2 O + CO 2

6 VII. Wasser H 2 O gewinkelte Struktur (104,5º) + 2 Einfachbindungen und 2 freie Bindungen Lösen Salze lösen sich gut in Wasser, nicht gut in Benzin o Wasser ist polar (+ Seite & - Seite) Salz besteht aus Ionen, auch polar (Na+Cl-) o Das Wasser kann das Ionengitter des Salzes leicht zerlegen und Ionen können sich anordnen (+ bei und bei +). o Benzin ist unpolar ohne Ladung kann Gitter nicht zerstört und Salz nicht gelöst werden. o Gleiches löst gleiches. Salz und Benzin maximalste Entfernung bei Polaritätsskala Siedetemperatur Wasser sollte eigentlich eine Siedetemperatur von etwa -80º haben jedoch: 100ºC o eigentlich: je gröβer die Masse, desto höher die Siedetemperatur, da man auch mehr Energie braucht H 2 O hat kleinere Masse als alle andere Wasserstoffverbindungen, deshalb: eigentlich kleinere Siedetemperatur o doch Siedetemperatur hängt auch von den Bindungskräften ab: je gröβer die Bindungskraft, desto höher die Siedetemperatur weil mehr Kraft überwinden werden muss bei H 2 O herrschen Wasserstoffbrücken sind sehr stark, sehr schwer zu lösen Wieso hat HCl eine niedrigere Siedetemperatur als HBr und HBr als HI? o alle sind polar permanente Dipole, die Dipol/Dipol Wechselwirkungen und VdW Kräfte besitzen da VdWK jedoch schwächer sind, vernachlässigt man sie o doch: Chlor hat weniger Vallenzschalen als Iod Iod ist also gröβer, ist also leichter zu polarisieren somit: fühlt man VdW Kräfte mehr o wenn VdW Kräfte schwach sind: dann ist es einfacher Bindung zu zerstören o also: HCl hat geringere VdW Kräfte es ist einfacher die Bindung zu lösen niedrigere Siedetemperaturen Eis normalerweise: im festem Zustand ist Dichte gröβer + Volumen kleiner als flüssig je niedriger das Volumen, desto mehr Masse pro Volumeneinheit gibt es, d.h. desto gröβer die Dichte Eis: andersrum ~ Dichte: Eis hat jedoch gröβere Dichte als Wasser fest: Wasserstoffbrücken-Bindunge fixieren beim Erstarren einen Eisgitter aufgrund Anordnung: entstehen Hohlräume brauchen + Volumen und - Dichte & tetraedisch angeordnet Wasser: Gitter wird zerstört, weniger Platz, d.h. weniger Volumen

7 ab 4ºC: Dichte erreicht Höhepunkt ab diese Temperatur dehnt sich das Wasser aus, da Moleküle wegen deren Bewegung mehr Platz brauchen deshalb: sinkt Dichte Wasser nicht im Gefrierfach: gefrorenes Wasser gröβeres Volumen als flüssiges Wasser (beim Kristallgitter viele Hohlräume; bei flüssig Gitter wird zerstört) Flasche kann platzen