Atome und Bindungen. Was sollen Sie mitnehmen?

Transkript

1 Was sollen Sie mitnehmen? Elementare Grundlagen: Atome und Bindungen Schalenmodell Orbitalmodell Periodensystem der Elemente Typische Eigenschaften der Elemente Die vier Bindungstypen Kovalente Bindung Metall-Bindung Ionen-Bindung Dipol-Dipol-Bindung Eigenschaften und Vergleich der Bindungstypen 1/28

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3 Das Schalenmodell Atommodell von Bohr: Schalenmodell Elektronen sind in Hauptschalen (K,L,M... = 1,2,3) verortet, jede Schale kann eine maximale Anzahl von Elektronen aufnehmen Richtungsabhängigkeit von Bindungen wird nicht erklärt Standard-Atom: Zahl der Elektronen = Zahl der Protonen = Zahl der Neutronen 3/28

4 Atome, Ionen, Isotope Atom: eindeutig bestimmt durch die Zahl der Protonen Ion: Varianten eines Atoms, bei dem Zahl der Elektronen <> Zahl der Protonen -> elektrisch geladen Isotop: Varianten eines Atoms, durch unterschiedliche Zahl der Neutronen. Beispiel oben: Isotope des Wasserstoffs 4/28

5 Stabile und Instabile Isotope 5/28

6 Erweitertes Atommodell: Die Hauptschalen enthalten Orbitale Erweiterung des Bohr'schen Modells: Die Elektronen in jeder Hauptschalen können in bestimmten Orbitalen schwingen, Aufenthaltswahrscheinlichkeit K-Schale: s-orbital (2e) L-Schale: s-orbital (2e) + p-orbital (6e) M-Schale: s-orbital (2e) + p-orbital (6e) + d-orbital (10e) N-Schale: s-orbital (2e) + p-orbital (6e) + d-orbital (10e) + f-orbital (14e) Grund: Elektronen stoßen sich gegenseitig ab Prinzip von Pauli: keine zwei gleichen Schwingungszustände in einem Atom! 6/28

7 Orbitale auf den Hauptschalen 7/28

8 Energie der Atomorbitale Energie und Orbitale von Elekronen am Beispiel Neon L-Schale: 8 Elektronen K-Schale: 2 Elektronen 8/28

9 Anregung von Elektronen Elektronen können unter Aufnahme von Energie in höhere Orbitale oder Schalen wechseln (Voraussetzung für manche chem. Verbindungen) Das Elektron kann auf das Ausgangsniveau zurückfallen unter Abgabe einer bestimmten Energiemenge -> Photon bestimmter Wellenlänge 9/28

10 Bildung neuer angeregter oder entarteter Orbitale unter Energiezufuhr Beispiel für die Entartung Orbitalen Beispiel: Ein 2s- und drei 2p-Orbitale bilden vier gleichartibe sp3-orbitale (->Diamantgitter) 10/28

11 Anzahl, Bezeichnung der Schalen und Orbitale [Callister2007] Hauptschalen: K, L, M, N, International 1,2,3 Bezeichnung der Hauptschalen/Orbitale: 3s, 2p, 3d, 4f, o.ä. 11/28

12 Besetzung der Schalen einiger Hauptgruppenelemente, Valenzelektronen Z: Ordungszahl = Anzahl Protonen = Anzahl Neutronen (aber: Isotope) [Thomas Ebel] 12/28

13 Reihenfolge der Besetzung der Orbitale Internationale Bezeichnung K=1, L=2, M=3 Es wird NICHT immer die jew. äußerste Hauptschale voll gefüllt, bevor eine neue Hauptschale angefangen wird -> Nebengruppenelemente 13/28

14 Internat. Schreibweise und Besetzung der Schalen einiger wichtiger Elemente Atomzahl = Ordnungszahl: Zahl der Protonen = Zahl der Elektronen Grundkonfiguration einiger wichtiger Elemente Wie ist die Konfiguration zu lesen? Beispiel 1s 2 1 = K-Schale s = S-Orbital 2 = 2 Elektronen in diesem Orbital [Callister2007] 14/28

15 Verkürztes Periodensystem, nur Hauptgruppen [RoosMaile2005] Metalle (Links) Halbmetalle (Grau) Nichtmetalle (Rechts) 15/28

16 Wie kommt es zu Nebengruppenelementen? Nebengruppenelemente haben Elektronen auf der Außenschale, während eine tiefer liegende Schale noch nicht vollständig gefüllt ist (ähnlich bei den Lanthaniden) 16/28

17 Periodensystem [Weißbach2007] 17/28

18 Periodensystem: Wo liegen Metalle, Nichtmetalle, Edelgase 18/28

19 Periodensystem, Schmelzpunkte 19/28

20 Die vier Bindungstypen Wir nennen den vierten Bindungstyp Dipol-Dipol-Bindung. Varianten hiervon sind die Wasserstoff-Brücken-Bindung und die Van-der- Waals-Binding 20/28

21 Oktettregel Bestreben eine Außenschale mit acht Elektronen (Bindungsfähige Außenelektronen=Valenzelektronen) zu haben energetisch besonders günstig Wie geht das? Abstoßen der äußeren Elektronen Elektronengas metallisch Gemeinsame Nutzung von Elektronen kovalent Vollständiger Elektronenübergang ionisch Chemie: Physik der Elektronen-Außenschale 21/28

22 Kovalente Bindung (Elektronenpaar-Bindung) Bestreben, eine volle Außenschalen (oder acht Elektronen) oder gar keine Elektronen auf der Außenschale zu haben (d.h. die nächst tiefere Schale ist voll) Je zwei Atomrümpfe nutzen zwei Elektronen gemeinsam, kein vollständiger Elektronenübergang. Die Orbitale umfassen das ganze Molekül -> Molekülorbital Kovalente Bindung sit stark (Diamant, Polymerketten, ) Die kovatenten Bindungen sind gerichtet (Orbitale) 22/28 [Callister2007]

23 Metallbindung Gemeinsame Nutzung der Außenelektronen im Elektronengas Elektronen leicht verschiebbar, nicht an EIN Atom oder EIN Molekül gebunden elektrische Leitfähigkeit Orbitale umfassen den gesamten Stoff [Callister2007] 23/28

24 Eigenshaften von Metallen [RoosMaile2005] 24/28

25 Metalle [RoosMaile2005] 25/28

26 Edelmetalle [RoosMaile2005] 26/28

27 Ionenbindung Ionenbindung Vollständiger Übergang von Elektronen von einem auf ein anderes Atom Ladungen nicht mehr ausgeglichen -> Ionen Starke elektrostatische Kräfte zwischen den geladenen Ionen Bindung selbst ist ungerichtet 27/28

28 Dipol-Dipol-Bindung Keine gemeinsame Nutzung der Außenelektronen Durch Verzerrung der Elektronenhüllen von Verbindungen entstehen Dipole (temporär oder dauerhaft) Anziehung/Abstoßung durch elektrostatische Kräfte [Callister2007] 28/28

29 Beispiel: Auflösen ionischer Stoffe durch Dipol-Dipol-Bindung Das polare Lösemittel (z.b. Wasser) umgibt die Ionen und schirmt sie von der Umgebung bzw. ihren Partnern ab -> neutraler Komplex So ist das Auflösen/Ausfallen von ionischen Bindungen erklärbar. 29/28

30 Beispiel: Auflösen ionischer Stoffe durch Dipol-Dipol-Bindung Die Abschirmungsschicht kann mehrere Lagen dick sein 30/28

31 Bindungstypen, Bindungsenergien [Callister2007] 31/28

32 Bindungstypen und Materialeigenschaften Das ist so verkürzt nicht richtig die Bindung selbst ist nicht viskoelastisch 32/28

33 Eigenschaften der Bindungstypen 33/28

34 Gegeben sei ein Element. Geben Sie den Atomaufbau nach Bohr an, Verwenden Sie: Elektronen, Protonen, Neutronen, Schalen Wie ist das Zahlenverhältnis zwischen Elektronen, Protonen, Neutronen in einem Standard-Atom? Was sind Ionen? Was Isotope? Was besagt das Orbitalmodell, welche Bindungseigenschaft erklärt es? Welche Orbitale kann es in welcher Hauptschale geben? Muss ein Elektron immer in seiner Schale bzw. seinem Orbit bleiben? Wie kann es wechseln? Kohlenstoff: Welche Schalen haben wie viele Elektronen? Was sind Nebengruppenelemente im Periodensystem? Gegeben sei ein Nebengruppenelement (Ni, Co, Fe, Cr, ). Geben Sie die Elektronenkonfiguration nach dem Schema 1s a 2s b 2p b Was besagt die Oktett-Regel? Beispiele für Klausuraufgaben Welche vier wichtigen Bindungstypen gibt es? Welche Rolle spielen die Elektronen jeweils? Nennen Sie für jeden Bindungstyp typische Verbindungen Sortieren Sie die Bindungstypen grob nach Bindungsstärke (Bindungsenergie) 34/28