chemische Bindung Atommodelle

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1 Abitur Chemie chemische Bindung Seite 1 chemische Bindung Atommodelle Atommodell nach Thomson - homogene Masse und Ladung, darin Elektronen durch Streuversuche von Ruhterford widerlegt Schalenmodell (Energiestufenmodell) Elektronen nur auf best. Bahnen um Atomkern Bahnen = Schalen (K-,L-,M-,...) Schale max 2*n² Elektronen, (n - Hauptquantenzahl, kennzeichnet Schale) je weiter außen Elektron, desto leichter aus Atomhülle entfernbar Besetzung der Schalen von innen nach außen best. Fällen wird vor Vollbesetzung eine neue Schale besetzt, Nebengruppen, Lanthanide, Actinide besetzten innere Schalen Hauptgruppenelemente - letztes Elektron immer in Außenschale, Gruppennummer = Zahl der Außenelektronen Ionisierungsenergie - Energie, die nötig ist, um aus Atomen ein Elektron zu entfernen steigt innerhalb Periode bis Edelgas, bei Alkalimetall wieder Minimum 8 Elektronen auf Außenschale (Elektronenoktett) = energiearmer, stabiler Zustand an chemischen Reaktionen nur Elektronen der Außenschale beteiligt bestimmen chemisches Verhalten Außenelektronen = Valenzelektronen, übrige Elektronen = Rumpfelektronen Regel von Kosssel Die Reaktionsfähigkeit von Atomen beruht auf deren Bestreben, durch Aufnahme oder Abgabe von Elektronen in der Reaktion mit Atomen Edelgaskonfiguration (Elektronenoktett auf Außenschale) zu erreichen. Grenzen des Schalenmodells räumliche Struktur kann nicht erklärt werden Schalenmodell - genaue Angabe von Geschwindigkeit/Ort eines Elektrons Widerspruch zu Heisenbergsche Unschärferelation Orbitalmodell Wellenmodell Elektron nicht auf kreisförmigen Bahnen sondern wahllos um Kern Orbital Der nicht scharf begrenzte Raum um den Atomkern, in dem sich ein Elektron mit großer Wahrscheinlichkeit aufhalten kann. Jedem Orbital entspricht best. Energieinhalt des Elektrons charakterisiert durch Quantenzahlen Hauptquantenzahl n (1, 2, 3,...) - Groborientierung hinsichtlich Energie und räumlichem Bau Nebenquantenzahl l (0 l n-1, n IN) - räumliche Gestalt, Feinstrukturierung hinsichtlich Energie. (l = 0, 1, 2, 3 Orbitale = s-, p-, d-, f-orbitale) [s - kugelförmig, p - hantelförmig, d - rosettenförmig] Magnetquantenzahl m (-l m +l, m Z) - räumliche Orientierung Spinquantenzahl s (s = ± ½) - jedes Orbital max. 2 Elektronen mit entgegengesetztem Spin (Eigendrehung des Elektrons) Pauli-Prinzip In der Hülle eines Atoms können nie 2 oder mehr Elektronen vorhanden sein, die in allen 4 Quantenzahlen übereinstimmen.

2 Abitur Chemie chemische Bindung Seite 2 Pauli-Aufbauprinzip Elektronen werden nacheinander mit steigender Energie in die Hülle eingebaut, bis die Elektronenanzahl des betreffenden Elementes erreicht ist. Elektronenkonfiguration Verteilung der Elektronen in einem Atom auf die einzelnen Orbitale Elektronenzellenschreibweise Orbitale durch Kästchen dargestellt, Haupt-/Nebenquantenzahl vor Kästchen Elektronen als Pfeile in Kästchen, entgegengesetzte Pfeile = entgegengesetzter Spin Kurzschreibweise der Elektronenkonfiguration nur Haupt-/Nebenquantenzahl, Zahl der Elektronen in Orbitalen als Exponent Hund Regel Wenn man die Atomorbitale mit steigender Ordnungszahl Z nacheinander aufbaut, werden energetisch gleichwertige Orbitale (n, l gleich) zunächst nur einfach besetzt Abfolge der Orbitale nach Schachbrett-Code 1s - 2s - 2p - 3s - 3p - 4s - 3d - 4p - 5s - 4d - 5p - 6s - 4f - 5d - 6p - 7s - 5f - 6d - 7p - 8s Periodensystem Atome in Gruppe - analoge Elektronenkonfiguration der Außenelektronen chemische Verwandtschaft Hauptgruppe - Anzahl der Außenelektronen = Gruppennummer Edelgaskonfiguration = vollbesetzte s- und p-orbitale auf Außenschale innere Schalen der Hauptgruppenelemente: s-/p-orbitale voll besetzt, d-/f-orbitale leer oder voll besetzt Nebengruppenelemente - d-orbitale innerer Schalen aufgefüllt, Außen - oft 2 s-el. Lanthanide, Actinide - f-orbitale innerer Schalen Atombau Atomradius Gruppe - Zunahme von oben nach unten (jede Periode neue Schale) Periode - Abnahme von links nach rechts (gleiche Schale, aber höhere Kernladung) Ionenradius (Vergleich zu entsprechenden neutralen Atomen) Gruppe - Zunahme von oben nach unten (neue Schalen) Periode - Kationen viel kleiner (weniger El. Atomhülle stärker zusammengezogen; bei Ionisierung äußere El. weg weniger Schalen) Anionen viel größer (mehr Elektronen gegenseitige Abstoßung) Ionisierungsenergie (Energie die aufgebracht werden muß um Elektron aus Hülle zu entfernen) Gruppe - Abnahme (äußere Elektronen weiter vom Kern weg) Periode - allgemein Zunahme (Radius nimmt ab, Kernladung nimmt zu) kleinere Maxima in Perioden (2. und 5. Element) (durch Elektronenkonfig. der äußeren Schale - 2. Gr.: voll besetztes s-orbital, 5. Gr.: voll besetztes s-/halbbesetztes p-orbital ganz(halb besetzte Orbitale energetisch günstig) Elektronenaffinität (Energiebetrag der frei wird, wenn ein zusätzliches Elektron in die Atomhülle eingebracht wird) groß wenn bei Bildung eines negatoven Ions sehr viel Energie frei wird und umgekehrt Gruppe - Abnahme Periode - Zunahme (Max bei 7. Gruppe) Regel von Kossel (Oktettenregel) Die Readktionsfähigkeit von Atomen beruht auuf deren Bestreben, durch Abgabe oder Aufnahme von Elektronen in der Reaktion mit anderen Atomen Edelgaskonfiguration zu erreichen.

3 Abitur Chemie chemische Bindung Seite 3 Ionenbindung salzartige Stoffe sind Ionenverbindungen Atomionen Ionen, die durch Elektronenaufnahme oder -abgabe aus Atomen entstehen. Kationen (Anionen) positiv (negativ) geladene Teilchen, die in einem Gleichstromfeld auf die negative Elektrode, die Kathode (positive Elektrode, die Anode) zuwandern. Ionenladungszahl Zahl der positiven/negativen Elementarladungen eines Ions (oben rechts, ± nach) Ionenwertigkeit entspricht der Ionenladung (über, ± vor) Coulombkraft Q1 * Q2 F = k * (Coulombgesetz) 2 r Anziehungskräfte zwischen Ionen umso größer, je kleiner Abstand zwischen den Ionen (r) und je größer Ladungen der Ionen (Q) elektrostatische Kräfte wirken in alle Richtungen gleich geometrische regelmäßige Anordnung sehr vieler Ionen (abstoßende/anziehende Kräfte halten Gleichgewicht) Ionenbindung (ionogene Bindung, elektrovalente Bindung) der durch elektrostatische Kräfte (Coulomb-Kräfte) bewirkte Zusammenhalt entgegengesetzt geladener Ionen Gitter Bestehen Bindungen zwischen einer bliebigen Zahl von Atomen oder Ionen und sind diese Atome oder Ionen regelmäßig räumlich angeordnet, so nennt man die Gesamtheit der aneinander gebundenen Atome bzw. Ionen Atom-Gitter bzw. Ionen- Gitter. Sind Moleküle regelmäßig räumlich angeordnet, so liegt ein Molekülgitter vor. Molekül Bestehen Bindungen zwischen einer endlichen und bestimmten Zahl von Atomen, so nennt man die Gesamtheit der aneinander gebundenen Atome ein Molekül. Koordinationszahl gibt ab, wieviel nächste Nachbarn mit gleichem Abstand ein Teilchen in einem Gitter besitzt abhängig von Ladungen und Ionenradien der beteiligten Ionen Gitterenergie Energie die frei wird, wenn sich freie Anionen und freie Kationen (aus dem Unendlichen und aus der Gasphase) zu einem Gitter aus 1 mol der Ionenverbindung vereinigen, heißt Gitterenergie. Ausdruck für Stärke der Bindung zw. Ionen Maß für Stabilität des Gitters abhängig von Ionenradien - je größer Ionenradien (je größer Abstand), desto kleiner GE Ionenladung - je größer Ladung (je größer Kräfte), desto größer GE Gittergeometrie Einfluß der GE auf Eigenschaften von Ionenverbindungen Schmelz-/Siedetemperatur - je kleiner GE, desto niedriger Härte - je größer GE, desto härter ist Verbindung Sprödigkeit von Salzen - Spaltung bei Verschiebung die Ionenfront um eine Gittereinheit (gleichgeladene Ionen nebeneinander)

4 Abitur Chemie chemische Bindung Seite 4 Atombindung (Elektronenpaarbindung) gemeinsames oder bindendes Elektronenpaar Atombindung Der durch Molekülorbitale bewirkte Zusammenhalt zwischen zwei oder mehreren Atomen heißt Atombindung. Molekülorbitale Orbitale, die durch Überlappung zweier Atomorbitale entstehen. Sie werden nicht dem einzelnen Atom, sondern dem gesamten Molekül zugeordnet. Zustandekommen der Atombindung Überlappung der Atomorbitale zwischen Kernen hohe negative Ladungsdichte elektrostatische Kräfte bewirken Zusammenhalt (Zustand minimaler Energie, abstoßende/anziehende Kräfte im Gleichgewicht) könne auch gebildet werden, wenn Elektronenpaar nur von einem Partner kommt σ -Bindung Atombindung mit Drehsymmetrie um die Bindungsachse und zwischen den Kernen eine von Null verschiedene Elektronendichte Berechnung gemeinsamer Elektronenpaare Oktettbedarf - Summe der Valenzelektronen - Fremdelektronen (Ionen) - Fehlende Elektronen gemeinsame Elektronenpaare Bindigkeit eines Atomes gibt an, an wieviel gemeinsamen Elektronenpaaren dieses Atom beteiligt ist Bindungsenergie Energie, die zur Spaltung der Atombindung nötig ist, bzw. die bei der Ausbildung der Atombindung frei wird (bezogen auf 1 mol Atombindungen) nimmt mit zunehmender Bindungslänge ab (Elektronendichte gering, da große Ladungswolken) Ausnahme: kleines Fluormolekül - starke Abstoßung der Kerne reaktionsfreudig Polarität einer Atombindung Maß, wie stark polar (wie stak Ladungsverscheibung) diese Bindung ist. Polarität unso größer, je größer EN der an der Bindung beteiligten Atome ist. Elektronegativität Fähigkeit eines Atoms Bindungselektronen zu sich zu ziehen (Fluor = 4 - max) beeinflußt durch Kernladungszahl - je größer, desto größer EN Atomradius - je größer, desto kleiner EN Polare Atombindung Atombindungen, bei denen das bindende Elektronenpaar auf die Seite eines Bindungspartners verschoben ist. Dipole Moleküle, bei denen die Ladungsschwerpunkte nicht zusammenfallen zweiatomige mit Atome mit unterschiedlicher EN (verschied. Atome) immer Dipole Moleküle mit polaren Atombindungen nur dann Dipole, wenn Ladungsschwerpunkte nicht zusammenfallen Übergang zwischen Atom- und Ionenbindung Ionenbindungen nur zwischen Metallen und Nichtmetallen mit hoher EN unpolare Atombindungen nur zwischen gleichen Atomen EN > 1,7 Ionenbindungsanteil überwiegt 0 < EN 1,7 polare Atombindung EN = 0 unpolare Atombindung

5 Abitur Chemie chemische Bindung Seite 5 Räumliche Struktur von Molekülen Bau von Methan (Tetraederstruktur, alle Bindungen gleich lang, Winkel ) Elektronenkonfiguration von Kohlenstoff - sp 3 (ein 1s, 4 einfach besetzte 2sp 3 ) Grundzustand Promovierung (damit 4 Bind.) angeregter/promovierter Zustand Hybridisierung (damit Bind. gleich lang) hybridisierter Zustand/Valenzzustand Promovierung Anhebung von Elektronen auf ein höheres Energieniveau Hybridisierung Nivelierung von Orbitalen verschiedenen Energieinhaltes zu energetisch gleichwertigen Orbitalen (Hybridorbitale sp - linear, sp 2 - planar trigonal, sp 3 - tetraedrisch) Bindungsverhältnisse im Ammoniak Tetraederwinkel liegt nicht vor (trotz sp 3 ), Winkel ist kleiner Erklärung: Abstoßung durch voluminöses Orbital mit freiem Elektronenpaar Struktur des Wassermoleküls 2 gleiche O-H-Bindungen, Winkel sp 3 -Hybridisierung Winkel kleiner als Tetraeder durch Abstoßung der 2 freien Orbitale Mehrfachbindungen weitere Möglichkeiten des Kohlenstoff zu Hybridisieren sp 2 -Hybridisierung ein 1s, 3 einfachbesetzte 2sp², ein einfach besetztes 2p sp³.hybridisierung ein 1s, 2 einfach besetzte 2sp, 2 einfach besetzte 2p Ethan - Kohlenstoff sp³-hybridisiert vier σ -Bindungen in Richtung der Ecken eines Tetraeders, freie Drehbarkeit (C-C-Achse) Ethen - Kohlenstoff sp²-hybridisiert 3 σ -Bindungen in Richtung eines gleichseitigen Dreiecks, eine π -Bindung zwischen den Kohlenstoffatomen, keine freie Drehbarkeit (C-C) Ethen - Kohlenstoff sp-hybridisiert 2 σ -Bindungen linear angeordnet, 2 π -Bindungen (= Dreifachbindung) zwischen den Kohlenstoffatomen, keine freie Drehbarkeit (C-C) π -Bindung Tritt nur bei Mehrfachbindungen auf, da Voraussetzung für eine π -Bindung die Existenz einer σ -Bindung ist. Das π -Molekül-Orbital ist nicht drehsymmetrisch zur Bindungsachse, sondern erstreckt sich, in zwei Hälften geteilt, parallel zu ihr. Entstehung durch Überlappung paralleler, freier p-orbitale experimentelle Unterscheidung zw. beiden nicht möglich, nur verstärkte Bindung gegenüber Einfachbindung (aber nicht doppelt, da Durchdringung nicht so stark) Mesomerie Formale Ladung - jedem Atom wird ein Elektron der Bindung zugeordnet und die resulierende Anzahl mit der Anzahl der Außenelektronen im neutralen Zustand verglichen z.b.: SO 2 - unterschiedliche formale Ladungen des O-Moleküle, aber dennoch verhalten sich beide gleich delokalisierte Elektronen (Elektronen in Molekülorbitalen, die sich über mehr als zwei Atome hinweg erstrecken) Mesomerie Erscheinung, daß die tatsächliche Elektronenverteilung in einem Molekül zwischen der Elektronenverteilung mehrerer exakt formulierter Grenzstrukturen liegt. je mehr Grenzstrukturen existieren, desto größer ist die Delokalisation der Elektronen (desto größer ist der Raum, auf den sich die Elektronen verteilen)

6 Abitur Chemie chemische Bindung Seite 6 Delokalisation energieärmerer Zustand als Grenzzustände Mesomerie energieärmere, stabilere Verbindung verglichen mit Grenzstrukturen. Energie, die durch Mesomerie bedingt ist heißt Mesomerieenergie Bedingungen für Mesomerie min 3 durchσ -Bindungen verbundene Atome in einer Ebene müssen p-orbitale senkrecht zu dieser Ebene besitzen Grenzstrukturen dürfen nicht allzusehr voneinander abweichen Metallische Bindung Metallatome können leicht Elektronen abgeben über gesamten Metallverband delokalisiert Elektronengas wirkt als Kittsubstanz zwischen Atomrümpfen, elektrische Leitung Metallgitter Übergang zwischen Metallbindung und Ionenbindung EN nimmt zu freie Beweglichkeit der Elektronen sinkt Ionenbildung Übergang zwischen Metallbindung und Atombindung EN nimmt zu Bindungselektronen werden stärker angezogen freie Beweglichkeit der Elektronen sinkt Atombindung fließende Übergänge zischen Bindungstypen keine eindeutige Zuordnung Bindungstyp der überwiegt Zwischenmolekulare Kräfte Van-der-Waals-Kräfte schwache Anziehungskräfte, jeder Materie zu eigen, Ursache ist Elektronenbewegung je größer Moleküle, desto größer Masse, desto größer Van-der-Waals-Kräfte Zustandekommen Ladungsdichte aufgrund Elektronenbewegung an beliebiger Stelle im Teilchen nicht konstant asymmetrische Verteilung der Elektronen Dipolbildung (fluktuierende Dipole) Dipol bewirkt Elektronenverschiebung bei benachbarten Teilchen Dipolbildung (induzierte Dipole) Anziehung der Dipole untereinander Dipol-Dipol-Wechselwirkungskräfte polare Moleküle permanente Dipole Moleküle nicht nur durch Van-der- Waals-Kräfte, sondern auch als Dipol-Moleküle gegenseitig angezogen Wasserstoffbrückenbindungen (Sonderfall einer Dipol-Dipol-Wechselwirkung) ausgehend von polaren OH-/NH-Gruppen und vom polaren HF-Molekül führen zu O-, N- oder F-Atom einer polaren Gruppe anderer Moleküle Wasserstoffatom lagert sich an freies Elektronenpaar des elektronegativeren Atomes eines anderen Moleküles an gerichtete Kräfte siehe auch Übersicht über sie chemischen Bindungen