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1 Ue Mol 1 Chemische Bindung Periodensystem - Atome - Moleküle Periodensystem(e) 3 Nichtmetalle - Metalloide 5 Eigenschaften der Elemente 6 Bindungstypen 7 Ionenbindung 8 Kovalente, homöopolare Bindung 10 Kovalente Bindung: Beispiele 11 Beispiele: Oktett-Theorie 1 Vergleich: kovalente-ionische Bindung 13 Metallische Bindung 14 Orbitale 15 Hybridorbitale 16 Molekülformen 17

2 Ue Mol Periodensystem - Atome - Moleküle 109 bekannte Elemente 87 Metalle 6 sind radioaktiv 16 sind künstlich 11 sind gasförmig sind flüssig Mendeleev (1871): Eigenschaften der chemischen Elemente variieren periodisch Eigenschaften der Metalle: glänzend, scheinend, formbar Wärme- und Stromleiter alle sind fest bei Raumtemperatur (Ausnahme: Hg) geben Elektronen ab, bei Reaktionen mit Nichtmetallen

3 Ue Mol 3 Periodensystem(e) Periodic spiral of T. Benfey Stowe's physicists periodic table

4 Ue Mol 4 Periodensystem(e) Triangular periodic table by E. Zmaczynski Alexander 3D arrangement of the elements

5 Ue Mol 5 Nichtmetalle - Metalloide Eigenschaften der Nichtmetalle: schlechte Wärme- und Stromleiter Vorkommen als Gase (Cl ), Flüssigkeiten (Br )und Festkörper (I ) nehmen Elektronen bei Reaktionen mit Metallen auf, teilen Elektronen bei Reaktionen mit anderen Nichtmetallen Eigenschaften der Metalloide: Halbleiter-Eigenschaften verhalten sich wie Metalle bei Reaktionen mit Nichtmetallen verhalten sich wie Nichtmetalle bei Reaktionen mit Metallen zeigen unterschiedliche chemische Eigenschaften

6 Ue Mol 6 Eigenschaften der Elemente Atomdurchmesser nimmt mit jeder Elektronenschale zu und innerhalb einer Periode ab

7 Ue Mol 7 Bindungstypen Bindung Bindungsenergie Ionenbindung (heteropolare Bindung) -1 ev ev Kovalente Bindung (homöopolare Bindung) -1 ev ev Van der Waals Bindung -0,01 ev.. -0,1 ev Wasserstoffbrückenbindung bis -0,5 ev Metallische Bindung -1eV ev Bindungsenergie ist negativ: bei der Molekülbindung wird diese Bindungsenergie freigesetzt (der stabilste Zustand ist der Zustand mit der minimalsten Energie) Ionenbindung und kovalente Bindung sind nichtreale Grenzfälle der chemischen Bindung (d.h. es gibt keine rein ionische oder rein kovalente Bindung!)

8 Ue Mol 8 Ionenbindung Edelgase besitzen Elektronenkonfigurationen mit abgeschlossenen Elektronenschalen. Diese vollständige Besetzung der Schalen bewirkt die chemische Inaktivität der Edelgase. Äußere Elektronenschalen 5 7p 5f 6d 7s 6p 113? ? 99 Es...11? 89 Ac Cf 87 Fr Ra 81 Tl Rn He 1s 4 5d 4f 71 Lu Hg 57 La Yb Ne s p 6 6s 5p 55 Cs Ba 49 In Xe 6 Ar 3s 3p 6 4d 5s 39 Y Cd 37 Rb Sr 10 W.Kossel (1915) Ionenbindung = Elektronenaustausch der Bindungspartner, damit ihre Atomhüllen Edelgaskonfiguration annehmen. Atome werden durch elektrostatische Kräfte zusammengehalten. 3 4p 31 Ga Kr 3d 1 Sc Zn 4s 19 K... 0 Ca 3p 13 Al Ar 3s 11 Na... 1 Mg p 5 B Ne s 1 3 Li... 4 Be 1s 1 H... He n n l Z Element #

9 Ionenbindung Zwei Partner bei Ionenbindung: (Ziel Edelgaskonfiguration der beteiligten Ionen) 1) Element mit niedriger Ionisationsenergie - wenig Energie ist notwendig um Elektron(en) vom Atom zu entfernen ) Element mit großer Elektronenaffinitätsenergie (= Energie, die frei wird, wenn ein Elektron an ein neutrales Atom angelagert wird) Beispiele : Na + Cl Na P + 3H P 3- P + 5Cl P 5+ Si + O Si + + 3H 4+ + Cl + 5Cl + O NaCl PH 3 PCl 5 SiO Valenz (maximale Wertigkeit): maximale Anzahl der Elektronen, die ein Atom aufnehmen bzw. abgeben kann, um Edelgaskonfiguration zu erreichen + Ue Mol 9

10 Ue Mol 10 Kovalente, homöopolare Bindung Nur eine geringe Anzahl der chemischen Verbindungen sind ionisch gebunden Speziell bei der Bildung von zweiatomigen Molekülen mit gleichen Partnern versagt die Theorie der Ionenbindung. Lewis entwickelte die Oktett-Theorie, mit deren Hilfe die kovalente Bindung gedeutet werden konnte. Quantentheorie liefert eine Erklärung für die homöopolare Bindung. Gilbert N. Lewis (1916) Für die Hüllenelektronen ist die Edelgaskonfiguration am günstigsten: s +6p Elektronen = 8 Elektronen (Oktett) Homöopolare Bindung durch Bildung von Elektronenpaaren. Die Elektronenpaare gehören beiden Bildungspartnern! Beispiel: H -Molekül ( H-H )

11 Kovalente Bindung: Beispiele Oktett-Regel: wenn Atome eine kovalente Bindung eingehen, versuchen sie so viele Elektronen zu teilen, daß die äußerste Elektronenschalen auf 8 Elektronen aufgefüllt werden (H und He auf Elektronen) Jeder Punkt stellt ein Valenzelektron dar. Elektronen, die zu zwei Atomen gehören, werden als Strich eingezeichnet. Stickstoff-Molekül Chlor-Molekül O -Molekül CO -Molekül Ue Mol 11 Siehe auch:

12 Ue Mol 1 Beispiele: Oktett-Theorie CH 4 NH 3 H O H SO 4 Oft werden nur jene Elektronen eingezeichnet, die zur Bindung beitragen. Die Oktetttheorie geht davon aus, dass 8 Valenzelektronen zur Edelgaskonfiguration beitragen. Abweichungen treten auf, wenn, wie im Fall von Schwefel, nicht nur s- und p-elektronen, sondern auch d-elektronen die Valenzelektronenschale bilden. Daher ist es auch möglich, dass im HSO4 Molekül die beiden freien O-Atome durch Doppelbindungen mit dem S-Atom verbunden sind und nicht, wie erwartet, nur mit einer Einfachbindung.

13 Ue Mol 13 Vergleich: kovalente-ionische Bindung

14 Ue Mol 14 Metallische Bindung Metalle und Legierungen haben besondere Eigenschaften, u.a.: hohe Festigkeit und Dehnbarkeit großes Absorptions- und Reflexionsvermögen hohe elektrische und thermische Leitfähgkeit Drude postulierte 1900, dass diese Eigenschaften nur durch die sog. metallische Bindung ermöglicht werden: eine vollständige Delokalisation der Valenzelektronen Metallgitter besteht aus postiven Ionen im Feld der Gitterionen können sich die Valenzelektronen quasifrei bewegen (Elektronengas) Quantentheorie liefert die Erklärung für die metallische Bindung

15 Ue Mol 15 Orbitale Orbitale sind Elektronenzustände in einem Atom (quantenmechanisch gekennzeichnet durch die Quantenzahlen n, m, l) 3s orbital 3d orbitals

16 Ue Mol 16 Hybridorbitale Bestimmte Bindungen lassen sich oft nur dadurch erklären, daß sich die Elektronenhüllen der Bindungspartner wesentlich von der der ungebundenen Atome im Grundzustand unterscheiden. C sp 3 Hybridisierung Beispiel: CH 4, 4-Wertigkeit des Kohlenstoffes Kohlenstoff besitzt s- und p-elektronen. Im CH4 Molekül jedoch bilden sich vier gleichwertige Bindungen mit den H-Atomen. Die Bildung des Moleküls erfolgt über den Umweg eines angeregten Zustandes des C-Atoms (Promovierung) und der Bildung von sog. sp3 - Hybridorbitalen (Hybridisierung) aus einem s und drei p Elektronen. Der Endzustand ist energetisch günstiger als der Ausgangszustand. Bei der Hybridisierung bilden sich 4 gleichwertige sp3 Hybridorbitale. C s 1 p 3 Promovierung (angeregter Zstd) C s p Grundzustand CH 4 Bindungszustand

17 Ue Mol 17 Molekülformen Lineare Form Gewinkelt Planare dreieckige Form Tetraeder Trigonale Bipyramiden Octaeder BeCl H O BCl 3 CH 4 PCl 5 SF 6 Die vorhandenen Orbitale bzw. Hybridorbitale sind mitverantworlich für die geometrische Form der Moleküle. Die Anzahl der Valenzelektronen bestimmt die Molekülform: (Be: s, B: s p 1, C: s p, P: 3s 3p 3, S: 3s 4p 4 ). Die Molekülformen bleiben auch erhalten, wenn ein oder mehrere Elektronen nicht mit anderen Elementen geteilt werden. Doppel- oder Dreifachbindungen kann man als einfache Bindung behandeln. Beispiel: CO, O=C=O, zentrales Atom mit zwei Bindungen, daher lineare Form

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