Learn4Med. Es gibt in der Chemie drei verschiedene Arten von Bindungen: Metallische Bindung: zwischen zwei Metallen, es entsteht ein Metall

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1 6. Chemische Bindung Es gibt in der Chemie drei verschiedene Arten von Bindungen: Metallische Bindung: zwischen zwei Metallen, es entsteht ein Metall Atombindung: zwischen zwei Nichtmetallen, es entsteht ein Molekül Ionenbindung: zwischen einem Nichtmetall und einem Metall, es entsteht ein Salz Für die Bindung von Bedeutung sind nur die Elektronen in der äußersten Schale (Valenzelektronen). Die Oktettregel: Jedes Atom ist bestrebt, durch Aufnahme oder Abgabe von Valenzelektronen eine volle Außenschale zu erreichen. Elemente aus den ersten beiden Hauptgruppen geben gerne Elektronen ab, die Schale darunter wird zur vollen, äußersten Schale. Elemente der 6. und 7. Hauptgruppe nehmen gerne Elektronen auf, um ihre äußerste Schale aufzufüllen. Edelgase erfüllen die Oktettregel bereits und reagieren entsprechend selten. Die Ionisierungsenergie ist die Energie, die notwendig ist, um ein Elektron aus der äußersten Schale zu entfernen. Je größer Atome sind, desto leichter lassen sich Elektronen entfernen, weil die Kernkräfte nicht so weit reichen. 6.1 Ionenbindung Die Ionenbindung gibt es zwischen Atomen mit hohem Elektronegativität-Unterschied (Metall und Nichtmetall). Dabei entsteht ein Salz. Bei der Ionenbindung findet eine vollständige Übertragung von Elektronen statt. Das Nichtmetall entreißt dem Metall eines oder mehrere der Valenzelektronen. Es entstehen

2 Kationen (die Metalle) und Anionen (die Nichtmetalle). Sie lagern sich in einem regelmäßigen Gitter an (Ionengitter), das nach außen ungeladen ist. Ein Salz besteht im festen Zustand aus einem Ionengitter. Darin sind die Ionen und Kationen regelmäßig angeordnet und ziehen sich wegen ihrer unterschiedlichen Ladung sehr fest an. Aufgrund der regelmäßigen Anordnung des Gitters kann man es in Elementarzellen unterteilen. Das ist die kleinste Einheit aus der sich ein Ionengitter zusammensetzen kann. Sie ist von Salz zu Salz sehr unterschiedlich und spielt bei chemischen Reaktionen keine große Rolle. Modell eines Calziumfluorid- Ionengitters. Verhältnisformel einer Ionenverbindung Die Verhältnisformel gibt das kleinste Zahlenverhältnis der Ionen an. So erstellt man die Formel eines Salzes: Kation vor Anion (Metall vor Nichtmetall) Das gesamte Salz muss neutral sein (+ und - gleichen sich aus) Wie viele + brauche, ich um die - auszugleichen? (und umgekehrt) Anzahl des Ions nach dem Symbol tiefgestellt (CaCl2) Zum Beispiel: Na + und Cl - werden zu NaCl, ein + und ein - gleichen sich aus. Ca 2+ und 2 Cl - werden zu CaCl2, zwei - von beiden Cl und zwei + vom Ca gleichen sich aus.

3 Wichtige Ionen und ihre Namen: Cl - = Chlorid F - = Fluorid Br - = Bromid I - = Iodid S 2- = Sulfid O 2- = Oxid N 3- = Nitrid P 3- = Phosphid OH - = Hydroxid NO3 - = Nitrat NO2 - = Nitrit SO4 2- = Sulfat CO3 2- = Carbonat HCO3 - = Hydrogencarbonat PO4 3- = Phosphat MnO4 - = Permanganat Ausnahme: NH4 + = Ammonium Die Elemente aus der 6. und 7. Hauptgruppe wollen immer zwei oder ein Elektron(en), um die Oktettregel zu erfüllen. Die Hochzahl beim Anion entspricht der Anzahl der Elektronen, die es noch gebraucht hat. Man hängt an ihren Namen ein -id an. Bei zusammengesetzten Anionen muss man die Ladung auswendig wissen. Metalle der ersten, zweiten und dritten Hauptgruppe geben in der Regel so viele Elektronen ab, bis ihre äußere Schale leer ist. Die Hochzahl als Kation entspricht der Gruppe, in der das Element ist. Eigenschaften von Ionenverbindungen Salze sind bei Raumtemperatur immer Feststoffe (um flüssig zu werden, muss die Gitterenergie überwunden werden, die sehr hoch ist). Salze sind spröde: Bei mechanischer Belastung verschiebt sich das Ionengitter so, dass Ionen mit der gleichen Ladung nebeneinander liegen. Diese stoßen sich ab. Löslichkeit: Salze sind oft gut in Wasser löslich. Bei der Anlagerung von Wassermolekülen an die Ionen (Hydrathülle) wird Energie frei, die zur Überwindung der Gitterenergie dient. Hydratisierungsenergie > Gitterenergie: Salz löst sich unter Erwärmung Hydratisierungsenergie < Gitterenergie: Salz löst sich unter Abkühlung (fehlende Energie wird aus dem Wasser geholt) Hydratisierungsenergie ist viel kleiner als Gitterenergie: Salz löst sich nicht in Wasser. Salzlösungen sind Leiter der 2. Klasse: Die im Wasser frei beweglichen Ionen leiten Strom.

4 6.2 Atombindung Die Atombindung ist die Bindung zwischen zwei Nichtmetallen, dabei entsteht ein Molekül. Sie heißt auch kovalente Bindung. Bei der Atombindung teilen sich Atome gemeinsam Elektronen, die dann zur äußersten Schale beider Atome zählen und sie so vervollständigen. Wird zu: Das neue gemeinsame Elektronenpaar hält die beiden sich abstoßenden, positiv geladenen Atomrümpfe zusammen. Moleküle haben immer eine typische Form. Die Orbitale versuchen, immer möglichst weit weg voneinander zu sein. Zur Darstellung der räumlichen Struktur gibt es das VSEPR-Modell. Partialladung Die Elektronen, die zu beiden Atomen gehören, befinden sich selten komplett in der Mitte, sie halten sich bei dem Atom mit der höheren Elektronegativität auf. Dadurch hat das eine Atom eine negativere Ladung als im Grundzustand, das andere eine etwas positivere. Diese kleinen Ladungsunterschiede nennt man Partialladung und schreibt es als δ +/-. Moleküle können mehrere Partialladungen haben. Fallen diese nicht zusammen, sondern haben einen Abstand voneinander, ist das Molekül polarisiert (Dipol). Je symmetrischer ein Molekül ist, desto unpolarer ist es. Fast nur Bindungen zwischen den gleichen Elementen sind unpolar, die restlichen Bindungen sind polar. Bindungen von Molekülen Zwischen Molekülen wirken Kräfte, die von der Polarität stark beeinflusst werden. Man nennt sie Nebenvalenzen.

5 Bindung zwischen polaren Molekülen Learn4Med Zwischen der positiven Seite eines Moleküls und der negativen Seite eines anderen bilden sich Wechselwirkungen aus, da sich ungleiche Ladungen anziehen. Sie heißen Dipol-Dipol Wechselwirkung. Sind an den Wechselwirkungen Wasserstoffatome beteiligt, bezeichnet man das als Wasserstoff-Brückenbildung. Dabei ziehen sich ein positives H und ein freies Elektronenpaar eines anderen Moleküls an. Diese Bindung ist relativ stark, da das Wasserstoff-Atom kein Elektron mehr hat, um den positiven Kern abzuschirmen. In der Biochemie spielen Wasserstoff-Brückenbindungen eine große Rolle, durch sie entsteht die Sekundärstruktur von Proteinen oder die Spiralstruktur der DNA. (Anm.: Man nennt es zwar Bindung", es ist aber keine, sondern nur eine starke Wechselwirkung.) Je polarer die Moleküle sind, desto fester ist die Wechselwirkung. Dementsprechend sind auch der Schmelz- und Siedepunkt polarer Verbindungen höher. Auch auf die Löslichkeit hat die Polarität eine Auswirkung: In polaren Flüssigkeiten (z.b. Wasser) lösen sich nur polare Stoffe, in unpolaren Flüssigkeiten lösen sich nur unpolare Stoffe. Bindungen von unpolaren Molekülen Auch zwischen unpolaren Molekülen bilden sich Nebenvalenzen. In einem Molekül kann es zu einer zufälligen, kurzfristigen Ladungsverschiebung kommen (spontaner Dipol), das ruft im Nachbarmolekül einen induzierten Dipol hervor. An diesen beiden schwach geladenen Punkten hängen die Moleküle zusammen. Man nennt diese Art der Bindung Van der Waals Bindung. 6.3 Metallbindung Die Bindung zwischen Metallionen heißt metallische Bindung, sie unterscheidet sich deutlich von der Atombindung. Positive Atomrümpfe (Metallionen, die ihre Valenz-Elektronen abgegeben haben = Kationen) bilden ein Gitter (Metallkristall). Die Elektronen bewegen sich frei zwischen diesem Gitter und gehören nicht zu einem bestimmten Atom. Sie werden auch als Elektronengas bezeichnet. Die Beweglichkeit des Elektronengases erklärt auch die elektrische Leitfähigkeit (Metalle sind Leiter der 1. Klasse). Wenn Strom fließt, bewegen sich die Elektronen einfach durch das Kationen Gitter.

6 Auch die Wärmeleitfähigkeit ist wegen der frei beweglichen Elektronen gut (Je besser die elektrische Leitfähigkeit, desto besser ist auch die Wärmeleitfähigkeit). Außerdem sind Metalle durch ihre Struktur bei hohen Temperaturen leicht verformbar (sie sind duktil). Die Elektronen halten die Kationen bei mechanischer Beanspruchung zusammen. Legierungen Legierungen sind Mischungen aus unterschiedlichen Metallen. Sie haben die gleiche Struktur wie Metalle, im Metallgitter sind Kationen beider Metalle eingebaut. Die Eigenschaften einer Legierung können sich aber deutlich von den ursprünglichen Metallen unterscheiden. Aus Kupfer (Cu) und Zinn (Sn), die beide weich sind, entsteht zum Beispiel Bronze, die hart ist. Einteilungsmöglichkeiten der Metalle Edle Metalle sind reaktionsträge und kommen in der Natur meistens rein vor (Gold, Silber, Platin,...). Unedle Metalle sind reaktionsfreudig und kommen in der Natur nur in Verbindungen vor, da sie gerne mit anderen Stoffen reagieren (Eisen, Natrium, Chrom). Alkalimetalle: Metalle der ersten Gruppe im PSE Erdalkalimetalle: Metalle der zweiten Gruppe im PSE Leichtmetalle: Alkali- und Erdalkalimetalle Schwermetalle (z.b. Kupfer oder Zink): Es gibt keine gültige Definition. Manche Schwermetalle sind hochgiftig. Sie bilden schwerlösliche Sulfide, die Enzyme deaktivieren können und lagern sich im Körper an (vor allem chronische Vergiftungsgefahr).