Chemische Stoffe und Verbindungen

Transkript

1 hemische Stoffe und Verbindungen hemische Verbindungen entstehen durch Vorgänge in der Atomhülle, genauer der Valenzschale. Andere Elektronen und der Atomkern sind nicht beteiligt! hemische Verbindungen bestehen aus mehreren Atomen des gleichen oder unterschiedlicher Elemente. Sie kommen zustande, weil jedes Atom die ktettregel erfüllen will, genauer weil dieser Zustand energiearm und damit stabil ist. Bei der Verbindungsbildung geht es zu wie bei einem Sommerschlussverkauf um Elektronen: Die einen wollen sie haben, die anderen wollen sie loswerden und im Zweifelsfall wird darum gekämpft. Wir betrachten jeweils genau zwei Atome in ihrer Verbindung zueinander, sollten mehrere beteiligt sein, so muss jedes Paar extra betrachtet werden. Um als Beobachter verstehen zu können was passiert bzw. passieren wird, müssen wir verschiedene Faktoren betrachten. 1 Elektronenbedarf der Atome (Anzahl VE im Vergleich zum ktett) 2 Erfüllbarkeit der ktettregel 3 sind Abweichungen von der ktettregel möglich, z.b. ktettaufweitung ab der 3. Periode? 4 Zahlenverhältnisse der Elemente zueinander. Ein Atom versucht immer, die ktettregel zu erfüllen. Um dies zu erreichen, gibt es mehrere Möglichkeiten: Atome teilen sich Elektronen, diese werden beiden Atomen zugerechnet: Elektronenpaarbindung Atome geben Elektronen ab, andere nehmen diese auf: Ionenbindung Atome schieben Elektronen ab und keiner fühlt sich zuständig: Metalle Da eine Art permanenter Kampf um die Elektronen existiert, gilt das Recht des Stärkeren. Dieses Recht des Stärkeren wird wissenschaftlich durch eine Betrachtung der Elektronegativitätaufgenommen. Elemente mit höherer Elektronegativität haben eine stärkere Elektronenanziehung und setzen sich so tendenziell durch. Auf gut Deutsch: Alle bedienen sich beim Schwächsten. Bitte beachten Sie, dass diese Beschreibung sehr stark vermenschlicht. Natürlich geht es nur um Stabilität, also die energieärmste Anordnung, die im jeweiligen System möglich ist.

2 Die Elektronenpaarbindung Atome teilen sich Elektronen: Jedes Atom gibt ein Valenzelektron pro verbindendem Elektronenpaar dazu: Bildung der Bindung am Beispiel Wasserstoff ( 2 ): Zufällige Annäherung zweier Wasserstoffatome Da sich Atome nicht suchen können, ist dies wirklich reiner Zufall und auf Grund der geringen Größe eines Atoms auch erst bei größerer Anzahl wahrscheinlich. A B Elektronen werden immer vom eigenen Atomkern angezogen. Da bei entgegengesetzten Ladungen aber generell elektrostatische Anziehungskräfte auftreten, gilt unterhalb einer Maximalentfernung, dass weitere Wechselwirkungen auftreten: Anziehungskräfte Kern A Elektron B und Kern B Elektron A überwiegen gegenüber der Abstoßung der Elektronen A B! Dadurch ziehen sich die Atome näher aneinander und die Elektronen bewegen sich frei in einem neuen Aufenthaltsraum rund um beide Atomkerne: ein Molekülorbital ist entstanden. In diesem Idealabstand gilt: Anziehungen Kern Elektron (eigen fremd) = Abstoßung Kern Kern Bei weiterer Annäherung gilt: Abstoßungen Kern Kern würden überwiegen! Auseinanderweichen der Atome! Die beiden Atomkerne teilen sich in diesem Fall ein Elektronenpaar. Da kein Partner das zusätzliche Elektron von selbst wieder abgibt (wissenschaftlich: nur unter Energiezufuhr), bleibt die Verbindung stabil. Die Summenformel (=Molekülformel) gibt bei diesen Stoffen die absoluten Zahlen der verbundenen Atome an. Man spricht von einem Molekül. Ein Molekül ist eine in sich geschlossene Einheit. Lagern sich mehrere Moleküle zu einem Stoff zusammen, wirken zwischen den Molekülen keine Elektronenpaarbindungen sondern andere Wechselwirkungen.

3 Darstellung eines Moleküls 1: Die LewisFormel Liegt nur ein bindendes Elektronenpaar vor, so spricht man von einer Einfachbindung. Das Elektronenpaar wird durch 2 Punkte oder bei der Valenzstrichschreibweise (= Lewis Formel) durch einen Strich angegeben. Die Bindungsenergie liegt je nach den beteiligten Elementen bei kj/mol. Als Bindungsenergie wird die Energie bezeichnet, die aufgewendet werden muss, um die Bindung wieder zu spalten. Bei der LewisFormel werden die Valenzelektronen eines Elements als Punkte auf den vier Seiten des Elementsymbols geschrieben. Zwei Punkte auf einer Seite werden zu einem Strich verbunden, einem Elektronenpaar. Die Valenzelektronen, die nicht an der Bindung beteiligt sind, bezeichnet man als nichtbindende Elektronen oder nichtbindendes Elektronenpaar. : oder Weiteres Beispiel: hlor l l... l... bindendes Elektronenpaar l l nichtbindende Elektronenpaare Dem Wasserstoff bzw. dem hloratom fehlte nur je 1 Elektron zur vollen Valenzschale. Beispiel Sauerstoff, hier fehlen je 2 Elektronen: bindende Elektronenpaare nichtbindende Elektronenpaare 2 bindende Elektronenpaare Doppelbindung! Bindungsenergie: kj/mol Beispiel Stickstoff:.. N.. N..... N.. N. bindende Elektronenpaare N N nichtbindendes Elektronenpaar 3 bindende Elektronenpaare Dreifachbindung! Bindungsenergie: kj/mol Beispiel Kohlenstoff: Vierfachbindungen sind räumlich unmöglich! Um die ktettregel zu erfüllen, benötigt ein Kohlenstoffatom aber vier Elektronenpaarbindungen. Diese können in einer beliebigen Anordnung von Einfach, Doppel und Dreifachbindungen erreicht werden. Beispiel: Kohlenstoff bindet als Element 4 Nachbarn. Sind diese Nachbarn ebenfalls Kohlenstoffatome entsteht ein riesiges Molekül, der Feststoff Diamant. Kohlenstoffatom Dreifachbindung ist das Maximum! Z.B.: N. Welche Art der Bindung vorliegt, ist anhand der ktettregel bestimmbar: Pro benötigtem Elektron entsteht eine Bindung. Dies entspricht der Wertigkeit bzw. dem Zahlenwert der xidationszahl.

4 Die LewisFormel gibt Auskunft darüber, welche Atome direkt mit Elektronenpaarbindungen verbunden sind (bzw. bei Salzen die Verteilung der Elektronen) und die Position aller Valenzelektronen. Die räumliche Anordnung der Atome spielt hier keine Rolle. Normalfall: Wertigkeit III I Gibt die Anzahl der Bindungen für ein Atom an Summenformel N 3 Valenzelektronen(VE) 5 1 Entspricht der Nummer der auptgruppe In der LewisFormel muss jedes VE eingezeichnet sein und die Anzahl der Bindungen stimmen. In diesem Beispiel ist das der Fall, wenn die Wasserstoffatome mit jeweils einer Einfachbindung an das Stickstoffatom gebunden sind. Dabei besteht jede Bindung aus einem VE jedes beteiligten Atoms. Diese sind unten zur Verdeutlichung eingezeichnet. N In dieser Darstellung fehlen aber noch zwei Valenzelektronen des Stickstoffatoms, diese müssen ergänzt werden: N bzw. ohne die Darstellung der einzelnen VE: N Dies entspricht der fertigen LewisFormel. Zur Überprüfung der ktettregel in einem Molekül ordnen Sie Bindungselektronen jeweils beiden Partnern zu: N Großer Kreis: für das Stickstoffatom nutzbare VE: 8 VE Kleine Kreise: für die Wasserstoffatome nutzbare VE: je 2 VE Die ktettregel ist also für alle Atome erfüllt und somit die in diesem System stabilste Anordnung gegeben. Sonderfälle: In manchen Fällen kann die ktettregel nicht erfüllt werden bzw. die Anzahl verfügbarer Atome (Zahlenverhältnis zwischen den Elementen) bedingt Veränderungen in der Bindungszahl. Zu wenig VE: Wertigkeit III I Summenformel B F 3 Valenzelektronen 3 7 LewisFormel: F B F F ktettunterschreitung: BorAtome haben nur drei VE. Damit sind maximal drei Bindungen möglich, da ja immer ein eigenes VE dazugegeben werden muss. Die Gesamtzahl nutzbarer VE am Boratom liegt mit den Bindungen bei sechs, das ktett wird nicht erreicht, weil dies mit Elektronenpaarbindungen unmöglich ist.

5 Zu viele VE: Standardwertigkeit II II Da für beide Elemente das Produkt Wertigkeit Index Summenformel S 2 das gleiche Ergebnis liefern muss, kann eine der beiden Wertigkeiten nicht stimmen. Gehen Sie immer davon aus, dass angegebene Verbindungen auch in den Indices korrekt sind. Solche Verbindungen entstehen beispielsweise, wenn bei der Reaktion mehr Sauerstoffatome vorhanden sind als Schwefelatome. In diesem Fall ist die Elektronegativität entscheidend für die entstehende Verbindung. Die Elektronegativität (EN) ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, in einer Elektronenpaarbindung das bindende Elektronenpaar an sich zu ziehen. Der Wert für die Elektronegativität eines Elements kann aus dem Periodensystem abgelesen werden (Zahl unten rechts). Je höher der Wert, desto stärker die Anziehung. Dies bedingt auch die Fähigkeit, das weniger stark elektronegative Element zu mehr Bindungen zu zwingen, die Wertigkeit wird angepasst. Umgangssprachlich ausgedrückt: Das stärkere (elektronegativere) Element bedient sich beim schwächeren Element, ob dieses mit dem Ergebnis zufrieden ist (stabile Elektronenkonfiguration) spielt keine Rolle. (Einschränkungen unten) Sauerstoff hat in diesem Beispiel die höhere EN (3,4), es behält seine Wertigkeit (II). Schwefel hat die geringere EN (2,6), es muss sich anpassen: Wertigkeit Index = gleich! : II 2 = 4 S:? 1 = 4! Also muss Schwefel die Wertigkeit vier und damit auch Bindungsanzahl vier haben: angepasste Wertigkeiten IV II Summenformel S 2 2,6 3,4 Elektronegativität LewisFormel: S ktettaufweitung: Das SchwefelAtom hat sechs eigene VE. Mit vier Bindungen kommen weitere vier hinzu, es sind also 10 VE vorhanden, das ktett ist nicht erfüllt. Diese ktettaufweitung ist erst ab der 3. Periode möglich, da bei 1. (nur 2 Plätze!) und 2. (nur 8 Plätze!) Periode kein Platz für die Elektronen vorhanden ist. Außerdem kann kein Atom mehr Bindungen eingehen, als eigene VE vorhanden sind.

6 Unterteilung von Elektronenpaarbindungen Wir unterscheiden zwei Bindungstypen, die sich anhand der Elektronegativitäten der beteiligten Elemente feststellen lassen: aben beide Atome die gleiche oder ähnliche Elektronegativität (0 ΔEN 0,4; ΔEN ist der Elektronegativitätsunterschied), ziehen sie die Bindungselektronen etwa gleich stark an. Es entsteht eine gleichmäßige Elektronenverteilung über die Bindung, die wir eine kovalente Bindung oder unpolare Bindung nennen. at ein Atom eine deutlich größere EN (0,5 ΔEN 1,6), so ist es stärker und zieht das/die bindenden Elektronenpaar(e) stärker zu sich. So entsteht an einem Atom ein Elektronenüberschuss, am anderen ein Mangel. Da Elektronen eine negative Ladung besitzen, kann man Überschuss und Mangel feststellen: Eine Seite der Bindung ist leicht positiv geladen, die andere negativ. Wir sprechen von Teilladungen oder Partialladungen und einer polaren Bindung, da sich ein und Pol innerhalb dieser Bindung ergeben. Partialladungen werden mit und (= delta; delta) bezeichnet. Trotz der Ladungsverschiebung ist das Gesamtmolekül immer ladungsneutral! Schwerpunkt der positiven Ladungen Schwerpunkt der negativen Ladungen l polar Polare Bindungen können dazu führen, dass sich alle stärkeren Elemente am schwächeren bedienen: Innerhalb eines stabilen Moleküls erfüllen alle Atome die ktettregel, es gibt aber auch Moleküle, in denen das Atom mit der geringsten EN von allen anderen Bindungspartnern gezwungen wird, die ktettregel nicht zu erfüllen, wenn dies möglich ist. Welche Bindungen dann eingegangen werden, hängt von der Zahl eigener Valenzelektronen (Gruppennummer) und der maximalen Zahl an Plätzen in der Valenzschale (max. 2n 2 ; n = Nummer der Periode) ab.

7 Darstellung eines Moleküls 2: Die Strukturformel Geht ein Atom mit einem oder mehreren Partnern Elektronenpaarbindungen ein, so gruppieren sich die acht Valenzelektronen (Elektronenoktett) zu vier teils bindenden, teils nichtbindenden Elektronenpaaren. Diese vier negativ geladenen Aufenthaltsräume für je zwei Elektronen (Elektronenwolken) stoßen sich gegenseitig ab und ordnen sich somit in die Richtungen der Ecken eines Tetraeders an. Die Winkel verändern sich mit der Anzahl der Bindungen geringfügig, da freie Elektronenpaare einen größeren Raum beanspruchen als bindende Elektronenpaare. Elektronenwolke eines Atomkern Elektronenpaares 109,5 Ausrichtung der Elektronenpaare ilfslinien Doppel und Dreifachbindungen werden in der räumlichen Struktur wie Einfachbindungen mit höherem Platzbedarf gesehen, da sie nicht auseinanderweichen können. Die räumliche Anordnung verändert sich entsprechend. Zur Bezeichnung der Raumstruktur werden nur die Atome, nicht aber freie Elektronenpaare berücksichtigt. Eingezeichnet werden weiterhin alle Valenzelektronen! Folgende für Sie bedeutenden Formen sollen Sie kennen und zeichnen können. Es existieren noch zahlreiche weitere Formen, die Sie aber nicht kennen müssen. linear gewinkelt planar trigonal pyramidal tetraedrisch Vervollständigen Sie die folgende Tabelle (A4 quer). In der Strukturformel wird an der Stelle der Kugeln oben jeweils das Elementsymbol geschrieben. Denken Sie an alle VE! Anzahl Bindungspartner am Zentralatom Anzahl freier Elektronenpaare am Zentralatom Beispiel Strukturformel l 2 2 S 3 N 3 4 Bezeichnung der Struktur Die Lösung finden Sie im Grundwissen. In der Anwendung gilt: Liegt an einem Atom eine dieser Kombinationen aus Anzahl der Bindungspartner und der freien Elektronenpaare vor, entsteht auch die passende Struktur. Bei größeren Molekülen erstellen Sie die LewisFormel und arbeiten sich dann von Atom zu Atom durch. Aufgabe: Zeichnen Sie Strukturformeln von Si 2, BBr 3, Bel 2, Pl 3, Sil 2, Si 4 und Sl 2!

8 Moleküleigenschaften und zwischenmolekulare Kräfte Vergleicht man die Siedepunkte (Sdp) der Wasserstoffverbindungen der Elemente der Gruppen IV VII, so fallen einige Unregelmäßigkeiten auf: Siedepunkte (in ) der Verbindungen: Gruppe IV V VI VII 4 161,5 N 3 33, ,0 F 19,5 Si 4 112,1 P 3 87,7 2 S 60,8 l 85,1 Ge 4 88,4 As 3 62,5 2 Se 41,3 Br 66,7 Sn 4 52,5 Sb 3 17,0 2 Te 2,3 I 35,4 Pb 4 13,0 Bi 3 16,8 2 Po 35,3 At keine Angabe Grafisch aufbereitet: At radioaktiv mit kurzer Zerfallszeit! F 0 N 3 2 S Se 2 As 3 Te 2 Sb3 I Sn4 100 P3 l Br Ge4 Si 4 4 In der Gruppe IV ist eine kontinuierliche Steigerung des Siedepunktes mit steigender Periode erkennbar. Bei den Gruppen V, VI und VII fällt jeweils der Vertreter der 2. Periode durch einen zu hohen Sdp aus dem Rahmen.

9 Grundsätze der Erklärung Zunächst ist die Molekülmasse zu betrachten. Steigt diese an, so ist ein höherer Siedepunkt zu erwarten, da für die entsprechende Bewegungsgeschwindigkeit der Teilchen mehr Energie, also höhere Temperatur, aufgewendet werden muss. Zum zweiten sind die Moleküle zwar im entstehenden Gas so gut wie nicht aneinander gebunden, im flüssigen Zustand finden sich aber Wechselwirkungen zwischen den Teilchen. Diese können je nach Aufbau des Moleküls und daraus folgenden Moleküleigenschaften unterschiedlich stark sein. Je stärker diese Kräfte werden, desto mehr Energie ist zu Ihrer Überwindung nötig, der Siedepunkt steigt. Wir haben kovalente und polare Elektronenpaarbindungen kennengelernt. Letztere erzeugen in einem Molekül Partialladungen. Diese können nach außen hin messbar sein, müssen es aber nicht. Sind sie messbar, so ergeben sich so genannte Dipole (2 Pole: & ). Um auf dem Papier feststellen zu können, ob ein Dipol vorliegt, müssen aus allen Partialladungen Ladungsschwerpunkte gebildet werden. Dabei geht man genauso vor wie bei der Bestimmung des Schwerpunktes eines geometrischen Körpers in der Mathematik. Es werden getrennte Ladungsschwerpunkte für alle positiven und für alle negativen Partialladungen gebildet. Der geometrische Mittelpunkt aller negativen Partialladungen bildet den Pol des Moleküls, der Mittelpunkt aller positiven Partialladungen den Pol. Liegen die beiden Pole an unterschiedlichen Stellen im Molekül, so ist eine nach außen messbare Molekülpolarität vorhanden (Achtung: Unterscheiden von Bindungspolarität!), solche Moleküle nennt man Dipole. Liegen die beiden Pole an der gleichen Stelle im Molekül, so heben Sie sich gegenseitig auf, das Molekül ist trotz polarer Bindungen nach außen hin unpolar, also kein Dipol. Beispiel: Im linearen KohlenstoffdioxidMolekül sind die beiden == Doppelbindungen polar. Das Molekül == ist insgesamt unpolar, weil die Ladungsschwerpunkte in der Mitte am Kohlenstoffatom zusammentreffen. Schreibweise: ; verdeutlicht das Zusammentreffen Anders stellt sich die Situation im gewinkelten Wassermolekül dar: Die Seite der Wasserstoffatome (genauer: die Mitte zwischen den Wasserstoffatomen) bildet im polaren Molekül den positiven, die des Sauerstoffatoms den negativen Pol. Schreibweise: ; verdeutlicht die Trennung. δ δ δ δ δ Elektronenverschiebung der polaren Bindung räumlicher Mittelpunkt mehrerer gleicher Teilladungen δ Aufgabe: Erstellen Sie für alle bisher räumlich betrachteten Moleküle Teilladungen und Ladungsschwerpunkte, stellen Sie fest, ob es sich um Dipole handelt!

10 Kräfte zwischen den Molekülen (zmk) VanderWaalsKräfte Es existiert eine Reihe von Elementen und Verbindungen mit ziemlich niedrigen Schmelzund Siedepunkten. Diese Substanzen liegen immer molekular vor. Ein Zusammenhalt zwischen den Molekülen muss bestehen, jedoch sind die beteiligten Kräfte relativ klein. Substanz 4 2 S Br 2 I 2 Smp [ ] 182,5 83,0 7,3 113,7 Sdp [ ] 161,6 60,2 58,8 185,5 Zusammenhalt im Molekülgitter: In einem Molekül wie etwa dem Wasserstoffmolekül 2 scheinen die Elektronen normalerweise gleichmäßig über ihre Schalen verteilt zu sein, das Molekül ist völlig neutral. Für ganz kurze Momente jedoch ist eine asymmetrische Verteilung der Elektronen möglich. Dadurch wird eine Seite des Moleküls leicht positiv (δ ), die andere leicht negativ (δ ) teilgeladen. Es entsteht somit für sehr kurze Zeit ein so genannter "momentaner" oder "spontaner" Dipol! Dieser kurzlebige Dipol kann nun die Elektronenwolke eines Nachbarmoleküls deformieren und dieses ebenfalls zu einem Dipol werden lassen (= "induzierter" Dipol). Nun können sich das δ Ende des einen Dipols und das δ Ende des Nachbardipols gegenseitig anziehen und somit einen Zusammenhalt herstellen. Normalzustand: Elektronenbewegung: Wirkung auf Nachbarmoleküle: elektrostatische Anziehung der Dipole: Elektron δ δ spontaner Dipol δ δ elektrostatische Anziehung der Elektronen δ δ spontaner Dipol δ δ induzierter Dipol Die Kräfte, die in einem Molekülgitter den Zusammenhalt herstellen, werden vander WaalsKräfte genannt. Dies sind schwache zwischenmolekulare Kräfte, die auf der elektrostatischen Anziehung zwischen spontanen und induzierten Dipolen von Atomen oder Molekülen beruhen. Es handelt sich um Effekte, die nur im unmittelbaren Nahbereich wirken. Vergleicht man die entsprechenden Daten der Elemente der 7. auptgruppe (alogene), so kann man feststellen, dass der Zusammenhalt von oben nach unten im PSE zunimmt. Allgemein gilt: Je größer und geradliniger die Moleküle der Substanz sind, desto größer sind auch die vanderwaalskräfte. So sind die Kräfte zwischen kleinen organischen Molekülen wie Ethan ( 2 6 ), die bei Raumtemperatur gasförmig vorliegen, wesentlich kleiner als bei größeren, die wie ktan ( 8 18 ) flüssig oder sogar wie Polyethylen ( n 2n2 ; n>500) fest vorliegen. Siedepunkte können für längerkettige Kohlenstoffverbindungen nicht angegeben werden, da sich die Stoffe in der itze zersetzen anstatt zu verdampfen. Begründung: Elektronenhülle leichter deformierbar bzw. es existieren mehr mögliche Kontaktstellen. Stärke: 0,05 2 kj/mol

11 DipolDipolWechselwirkungen Die Siedetemperaturen der Wasserstoffverbindungen der 4. auptgruppe steigen von 4 bis Sn 4. Grund sind die steigenden VanderWaalsKräfte. Andererseits besitzen Ge 4 und l sehr ähnliche Siedetemperaturen, obwohl sich die Größen der Zentralatome stark unterscheiden. Erklärung: Bei l liegen im Gegensatz zu Ge 4 keine schwachen spontanen und induzierte Dipole sondern wesentlich stärkere permanente Dipole vor, die sich durch die starke Polarität der Bindung zwischen und l ergeben ( EN 0). Diese ziehen sich auch permanent an, es herrschen DipolDipolWechselwirkungen. l l Stärke: 1 5 kj/mol Erklärung: Wasserstoffbrücken Bei den Molekülen von Ammoniak, Wasser und Fluorwasserstoff handelt es sich aufgrund der relativ stark polaren Bindungen (kleines Zentralatom mit hoher EN!) und des Molekülbaus (Ladungsschwerpunkte von δ und δ kommen nicht aufeinander zu liegen) um Dipole. Diese können sich durch die gegenseitige Anziehung ihrer δ und δ Pole zu größeren Aggregaten zusammenfügen. Dabei bilden die leicht positiv teilgeladenen Wasserstoffatome mit den freien Elektronenpaaren des Nachbarmoleküls eine Art 'Brücke' zwischen den Molekülen. Diese nennt man Wasserstoffbrücke. Voraussetzungen: Wasserstoffatome, freie Elektronenpaare und hohe Polarität: EN min. 0,8 Stärke: kj/mol Die Wasserstoffbrücken sind umso stärker, je polarer die Bindungen im Molekül sind (Anstieg: N N < < F F). Zum Trennen dieser Assoziate ist mehr Energie erforderlich, folglich liegen die Sdp (Smp) höher als zu erwarten wäre. Der Sdp von Wasser liegt mit 100 unnatürlich hoch (verglichen mit N 3 und F). Das Wassermolekül kann über 2 Wasserstoffatome und 2 freie Elektronenpaare bis zu 4 Wasserstoffbrückenbindungen eingehen, während Fluorwasserstoff nur 1 Wasserstoffatom und Ammoniak nur ein freies Elektronenpaar aufweisen und somit statistisch nur 2 Brücken ausbilden können (Wasser = räumliches Gebilde). Wasserstoffatom Sauerstoffatom Wasserstoffbrücke δ δ

12 Ablaufschema zur Bestimmung von Bindungsart und zwischenmolekularen Kräften Bei der Bearbeitung entsprechender Aufgaben ist jeder Schritt nacheinander zu bearbeiten und die Ergebnisse sind alle zu dokumentieren. Achten Sie darauf, zwischen un(polarer) Elekronenpaarbindung und (un)polarem Molekül deutlich zu unterscheiden (d.h. dazuschreiben, was Sie jeweils meinen!). Aufstellen der Summenformel, EN zu jedem Element schreiben, feststellen der ΔENWerte (mehr als 2 Elemente: alle ΔENWerte auf das Element mit der geringsten EN beziehen, einzeln angeben) Nur Metalle: Metallbindung, Metallgitter 0 ΔEN 0,4 unpolare Elektronenpaarbindung, vanderwaalskräfte 0,5 ΔEN 1,6 polare Elektronenpaarbindung, zmk ermitteln: Strukturformel aufstellen, Partialladungen einzeichnen, Ladungsschwerpunkte ermitteln 1,7 ΔEN Ionenbindung, Ionengitter kein Dipol: vanderwaalskräfte Dipol: DipolDipolWechselwirkungen ΔEN 0,8, Atome δ, freie(s) Elektronenpaar(e) an Atom mit δ : Wasserstoffbrücken Bindung EPB, einfach EPB, doppelt EPB, dreifach Metallbindung Ionenbindung Stärke (kj/mol) zmk vanderwaalskräfte DipolDipol Wasserstoffbrücken Wechselwirkungen Stärke (kj/mol) 0,

13 Moleküleigenschaften: Die Löslichkeit in Wasser Wasser ist, wie oben behandelt, zur Ausbildung von DipolDipolWechselwirkungen und Wasserstoffbrücken befähigt. Diese Art von Wechselwirkung kann auch mit Molekülen anderer Substanzen eingegangen werden, wenn diese ebenfalls Dipolmomente und (oder) freie Elektronenpaare aufweisen: Alkohole, Zucker, Aminosäuren usw. Dadurch lösen sich diese Stoffe gut in Wasser (siehe auch ydrogenchlorid, Ammoniak in Wasser). Alkohol, Zucker o.ä. Aminosäure N R R N R Zwei Peptidketten N R Die Wasserstoffbrücken spielen auch eine wichtige Rolle bei der Stabilisierung und Formgebung verschiedener Makromoleküle (DNA, Proteine). Moleküle unpolarer Substanzen können mit Wasser nicht in Wechselwirkung treten, lösen sich also nicht (Öl, l 4, KWs = Benzin, l 3 usw.). Generell gilt: Gleiches in Gleichem Polare Stoffe lösen sich gut in polaren Lösungsmitteln, unpolare Stoffe lösen sich gut in unpolaren Lösungsmitteln. Wasserlösliche (polare) Stoffe bezeichnet man als hydrophil (wasserliebend), nicht wasserlösliche (unpolare) Stoffe als hydrophob (wasserhassend). Fettlösliche (unpolare) Stoffe bezeichnet man als lipophil (fettliebend), nicht fettlösliche (polare) Stoffe als lipophob (fetthassend). Während des Lösungsvorgangs verteilen sich die Teilchen gleichmäßig in der Lösung. Diesen Vorgang bezeichnet man als Diffusion. Aufgabe: rdnen Sie die Stoffe nach steigendem Siedepunkt: I 4, Na, PBr 3, al 2, P 3, 2 Beurteilen Sie jeweils die Wasserlöslichkeit.