0.6 Einfache Modelle der chemischen Bindung

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1 0.6 Einfache Modelle der chemischen Bindung Ionenbindung Ionenbindungen entstehen durch Reaktion von ausgeprägt metallischen Elementen (Alkalimetalle und Erdalkalimetalle mit geringer Ionisierungsenergie) mit ausgeprägt nichtmetallischen Elementen (Halogene, Sauerstoff mit hoher Elektronenaffinität). Durch Elektronenübergang werden Kationen und Anionen mit stabiler Edelgaskonfiguration gebildet. Zwischen den entgegengesetzt geladenen Ionen kommt es zu einer elektrostatischen Anziehung. Es bildet sich ein Ionenkristall. Na Cl Na Cl - [Ne] [Ar] 2 Na O 2 Na O 2- [Ne] [Ne] isoelektronisch

2 Ionen der Elemente der II. und III. Periode Hauptgruppe I II III IV V VI VII 0 Atom Li Be B C N O F Ne Ion Li N 3- O 2- F - Atom Na Mg Al Si P S Cl Ar Ion Na Mg 2 Al 3 P 3- S 2- Cl -

3 Name von Ionenverbindungen Kation Mg 2 Magnesium-Ion deutscher Name Cu Kupfer(I)-Ion Cu 2 Kupfer(II)-Ion NH 4 OH 3 Ammonium-Ion Oxonium-Ion Anion Cl - Chlorid-Ion lateinischer Name O 2- Oxid-Ion (z. T. gekürzt id) S 2- Sulfid-Ion N 3- Nitrid-Ion OH - CN - Hydroxid-Ion Cyanid-Ion Ionenenverbindung MgCl 2 Magnesiumchlorid Cu 2 O Kupfer(I)-oxid Formel von Ionenverbindungen Gebildete Ionen Al 3 O 2- Ausgleich der Ladungen 2 Al 3 3 O 2- Formel Al 2 O 3

4 Kovalente Bindung (Lewis-Modell) Treten Atome von Nichtmetallen miteinander in Wechselwirkung, kommt es nicht zu einer Übertragung von Elektronen. Nichtmetallatome binden sich über gemeinsam angehörende, bindende Elektronenpaare aneinander (kovalente Bindung). Molekülstrukturen werden als Valenzstrichformeln gezeichnet (Lewis-Formeln). Jeder Bindungsstrich symbolisiert ein gemeinsames, bindendes Elektronenpaar. Die an den Atomen verbleibenden Elektronenpaare werden nichtbindende (freie, einsame) Elektronenpaare genannt. Ziel für jedes Atom ist das Erreichen der stabilen Edelgaskonfiguration. In Lewis-Formeln ist demnach jedes Atom von acht Elektronen, also vier Elektronenpaaren umgeben (Oktettregel). Wasserstoff strebt Helium-Konfiguration an.

5 Valenzstrichformeln nach der Oktettregel Vor der Aufstellung der Formel ist die richtige Verknüpfung der Atomkerne zu beachten. Die ungepaarten Valenzelektronen eines Atoms bilden oft die gemeinsame(n) Bindung(en). Zum Erreichen des Elektronenoktetts des nächsten Edelgases (Oktettregel) werden demnach durch ein Atom häufig 8 N (N = Valenzelektronenzahl) kovalente Bindungen ausgebildet. Cl Cl Cl Cl Anzahl der Bindungen für Chlor 8 7 = 1 Einfachbindung Cl Cl N N N N Anzahl der Bindungen für Stickstoff 8 5 = 3 Dreifachbindung N N

6 O C O O C O Anzahl der Bindungen für Kohlenstoff 8 4 = 4 Anzahl der Bindungen für Sauerstoff 8 6 = 2 Doppelbindung O = C = O Mit Bindigkeit wird die Anzahl der kovalenten Bindungen bezeichnet, die ein Nichtmetallatom ausbilden kann (kovalente Wertigkeit). Merke C ist vierbindig bildet 4 kovalente Bindungen N ist dreibindig 1) bildet 3 kovalente Bindungen O ist zweibindig bildet 2 kovalente Bindungen H ist einbindig bildet 1 kovalente Bindung 1) Vierbindigkeit ist möglich

7 Elektronenkonfiguration und Bindigkeit einiger Elemente der 2. Periode Atom Elektronenkonfiguration Bindigkeit Beispiel 1s 2s 2p Formel Elektronen 1) 6C 2 aber CH 4? 8 6C * 4 2) CH 4 8 7N 3 NH 3 8 8O 2 H 2 O 8 9F 1 HF 8 10Ne 0 1) Valenzelektronen im Bindungszustand 2) angeregter Zustand

8 Name von kovalenten Verbindungen Einige Abweichungen zu Ionenverbindungen Regulär Verwendung von griechischen Zahlwörtern mono- 1 (meist weggelassen) tetra- 4 di- 2 penta- 5 tri- 3 hexa- 6 Daneben auch Trivialnamen Wasser, Ammoniak Elektropositives Element deutscher Name S Schwefel H Wasserstoff Elektronegativeres Element O Oxid lateinischer Name, Cl Chlorid (z. T. gekürzt id) Kovalente Verbindung SO 2 Schwefeldioxid H 2 O Diwasserstoffoxid Wasser Formel von kovalenten Verbindungen Namen Schwefeltrioxid SO 3 Grundlage kovalente Wertigkeit entsprechend Oktettregel

9 Metallbindung Elektronengasmodell Elektronengas Valenzelektronen bewegen sich frei zwischen den Atomrümpfen ( Elektronengas) Positiv geladene Atomrümpfe werden durch Elektronengas zusammengehalten, Anordnung im Kristallgitter Erklärung der elektrischen und thermischen Leitfähigkeit sowie des metallischen Glanzes