Atombau und chemische Bindung

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1 Atombau und chemische Bindung Eine zusammenfassende Darstellung der Chemie aus der Sekundarstufe I Dr. Ingo Schnell Internatsschule Schloss ansenberg August 2010

2 Übersicht Atombau Atomkern und ülle Schalenmodell der ülle Elektronen in den Schalen auptgruppen des PSE Chemische Reaktionen Edelgaskonfiguration als Ziel Ionen und Atombindungen Elektronegativität + + Atomverbände Ionen und Kristalle Elektronenpaarbindungen Molekülgeometrien Dipolmoleküle

3 Übersicht Atombau Atomkern und ülle Schalenmodell der ülle Elektronen in den Schalen auptgruppen des PSE Chemische Reaktionen Edelgaskonfiguration als Ziel Ionen und Atombindungen Elektronegativität + + Atomverbände Ionen und Kristalle Elektronenpaarbindungen Molekülgeometrien Dipolmoleküle

4 Das KernülleModell nach Rutherford und das Schalenmodell der ülle nach Bohr Der Aufbau eines Atoms im Kern: Protonen Masse: 1 u, Ladung: +e, bestimmen das chemische Element, also die Identität des Atoms, tragen zur Masse des Atoms bei.

5 Das KernülleModell nach Rutherford und das Schalenmodell der ülle nach Bohr Der Aufbau eines Atoms im Kern: Protonen Masse: 1 u, Ladung: +e, bestimmen das chemische Element, also die Identität des Atoms, tragen zur Masse des Atoms bei. Neutronen Masse: 1 u, Ladung: 0, wirken über Kernkräfte als Klebstoff für die positiv geladenen Protonen, tragen zur Masse des Atoms bei.

6 Das KernülleModell nach Rutherford und das Schalenmodell der ülle nach Bohr im Kern: Protonen Masse: 1 u, Ladung: +e, bestimmen das chemische Element, also die Identität des Atoms, tragen zur Masse des Atoms bei. Der Aufbau eines Atoms Neutronen Masse: 1 u, Ladung: 0, wirken über Kernkräfte als Klebstoff für die positiv geladenen Protonen, tragen zur Masse des Atoms bei. in der ülle: Elektronen, Masse: 0,0005 u, Ladung: e, bewegen sich um den Kern, bestimmen die Chemie des Atoms

7 Die Größenverhältnisse eines Atoms Durchmesser zwischen 60 pm () und 280 pm (U), typisch um 150 pm (C) mal größer 1 pm = 0,001 nm = m Durchmesser zwischen 1 fm und 10 fm. 1 fm = 0,001 pm = m

8 Der Aufbau der Atomhülle Elektronen in der ülle: gegenseitige Abstoßung aufgrund gleicher elektrischer Ladung Ausweg: Aufteilung der ülle in unterschiedliche Umlaufbahnen für die Elektronen: Schalen. Abbildungen:.J. Wollersheim, GSI Darmstadt

9 Der Aufbau der Atomhülle Elektronen in der ülle: gegenseitige Abstoßung aufgrund gleicher elektrischer Ladung Ausweg: Aufteilung der ülle in unterschiedliche Umlaufbahnen für die Elektronen: Schalen. Abbildungen:.J. Wollersheim, GSI Darmstadt Aber: Zwei Elektronen allein stoßen sich trotz gleicher elektrischer Ladung nicht ab, sondern neigen zur Bildung von Paaren. Spin

10 Die Elektronen in den Schalen maximale Besetzung der Schalen mit Elektronen: Schale Unterschale Nr. s p d f gesamt betrachtet als Elektronenpaare: Schale Unterschale Nr. s p d f gesamt

11 Die Elektronen in den Schalen maximale Besetzung der Schalen mit Elektronen: Schale Unterschale Nr. s p d f gesamt betrachtet als Elektronenpaare: Schale Unterschale Nr. s p d f gesamt n² n²

12 Chemische Verwandtschaften Die Chemie spielt sich in der Elektronenhülle ab. Die Besetzung der Schalen mit Elektronen bestimmt die chemischen Eigenschaften eines Atoms. genauer: Die äußerste(n) Schale(n) bestimmen die chemischen Eigenschaften, weil die inneren Schalen voll besetzt sind und von den äußeren Schalen abgeschirmt werden. Elemente mit gleicher Zahl an Außenelektronen sind verwandt, d.h. verhalten sich chemisch ähnlich. Beispiel: Atome mit einem Elektron auf der Außenschale Alkalimetalle Wertigkeit: Man bezeichnet sie auch als einwertig.

13 Die 1. auptgruppe: Die Alkalimetalle (Wasserstoff) Lithium Natrium Kalium Rubidium Caesium Francium* Natrium unter Paraffinöl

14 Die 2. auptgruppe: Die Erdalkalimetalle Beryllium Produkte aus Magnesium Magnesium Calcium Strontium Barium Radium*

15 Die 3. auptgruppe: Die Erdmetalle Bor Aluminium Gallium Indium Thallium Espressokanne aus Aluminium

16 Die 4. auptgruppe: Die KohlenstoffGruppe (Tetrele) Kohlenstoff Silicium Germanium Zinn Blei ochreines Silicium für die Chiperstellung

17 Die 5. auptgruppe: Die StickstoffGruppe (Pentele) Stickstoff Phosphor Arsen Antimon Wismut Roter (oben) und violetter Phosphor (unten).

18 Die 6. auptgruppe: Die Chalkogene Sauerstoff Schwefel Selen Tellur Polonium* Schwefelkristalle

19 Die 7. auptgruppe: Die alogene Fluor Chlor Brom Iod Astat* Brom in einer Ampulle

20 Die 8. auptgruppe: Die Edelgase Edelgase in Gasentladungslampen elium Neon Argon Krypton Xenon Radon* Abbildungen: Phillip Slawinski

21 Schalenaufbau und Periodensystem: 1. Periode Schale Unterschale Nr. s p d f gesamt

22 Schalenaufbau und Periodensystem: 2. Periode Schale Unterschale Nr. s p d f gesamt

23 Schalenaufbau und Periodensystem: 3. Periode Schale Unterschale Nr. s p d f gesamt

24 Schalenaufbau und Periodensystem: 4. Periode Schale Unterschale Nr. s p d f gesamt

25 Schalenaufbau und Periodensystem Schale Unterschale Nr. s p d f gesamt

26 istorie: Mendelejew und sein Periodensystem Die nach Atomgewicht aufgereihten Elemente zeigen Periodizität in ihren Eigenschaften und ihrem Verhalten. Die Anordnung der Elemente oder Gruppen von Elementen entspricht ihrer Wertigkeit und, bis auf einige Ausnahmen, ihrem charakteristischen Verhalten.

27 Übersicht Atombau Atomkern und ülle Schalenmodell der ülle Elektronen in den Schalen auptgruppen des PSE Chemische Reaktionen Edelgaskonfiguration als Ziel Ionen und Atombindungen Elektronegativität + + Atomverbände Ionen und Kristalle Elektronenpaarbindungen Molekülgeometrien Dipolmoleküle

28 Der Traum jedes Atoms Chemische Reaktionen gehen mit Veränderungen in der Elektronenhülle einher: Es werden Elektronen abgegeben, aufgenommen oder mit anderen Atomen gemeinsam genutzt. Die treibende Kraft ist das Bestreben jedes Atoms, dabei einen möglichst günstigen Zustand seiner Elektronenhülle zu erreichen. Edelgase zeigen praktisch kein Bestreben, chemische Reaktionen einzugehen, weil ihre Elektronenhülle bereits in einem sehr stabilen Zustand ist. Schale s p d f gesamt 1 e Ne Ar Kr Xe Rn 2 6

29 Der Traum jedes Atoms Chemische Reaktionen gehen mit Veränderungen in der Elektronenhülle einher: Es werden Elektronen abgegeben, aufgenommen oder mit anderen Atomen gemeinsam genutzt. Die treibende Kraft ist das Bestreben jedes Atoms, dabei einen möglichst günstigen Zustand seiner Elektronenhülle zu erreichen. Edelgase zeigen praktisch kein Bestreben, chemische Reaktionen einzugehen, weil ihre Elektronenhülle bereits in einem sehr stabilen Zustand ist. Schale s p d f gesamt 1 e Ne Ar Kr Xe Rn 2 6

30 Der Traum jedes Atoms Chemische Reaktionen gehen mit Veränderungen in der Elektronenhülle einher: Es werden Elektronen abgegeben, aufgenommen oder mit anderen Atomen gemeinsam genutzt. Die treibende Kraft ist das Bestreben jedes Atoms, dabei einen möglichst günstigen Zustand seiner Elektronenhülle zu erreichen. Edelgase zeigen praktisch kein Bestreben, chemische Reaktionen einzugehen, weil ihre Elektronenhülle bereits in einem sehr stabilen Zustand ist. Schale s p d f gesamt 1 e Ne Ar Kr Xe Rn 2 6

31 Der Traum jedes Atoms Chemische Reaktionen gehen mit Veränderungen in der Elektronenhülle einher: Es werden Elektronen abgegeben, aufgenommen oder mit anderen Atomen gemeinsam genutzt. Die treibende Kraft ist das Bestreben jedes Atoms, dabei einen möglichst günstigen Zustand seiner Elektronenhülle zu erreichen. Edelgase zeigen praktisch kein Bestreben, chemische Reaktionen einzugehen, weil ihre Elektronenhülle bereits in einem sehr stabilen Zustand ist. Schale s p d f gesamt 1 e Ne Ar Kr Xe Rn 2 6

32 Der Traum jedes Atoms Chemische Reaktionen gehen mit Veränderungen in der Elektronenhülle einher: Es werden Elektronen abgegeben, aufgenommen oder mit anderen Atomen gemeinsam genutzt. Die treibende Kraft ist das Bestreben jedes Atoms, dabei einen möglichst günstigen Zustand seiner Elektronenhülle zu erreichen. Edelgase zeigen praktisch kein Bestreben, chemische Reaktionen einzugehen, weil ihre Elektronenhülle bereits in einem sehr stabilen Zustand ist. Schale s p d f gesamt 1 e Ne Ar Kr Xe Rn 2 6

33 Der Traum jedes Atoms Chemische Reaktionen gehen mit Veränderungen in der Elektronenhülle einher: Es werden Elektronen abgegeben, aufgenommen oder mit anderen Atomen gemeinsam genutzt. Die treibende Kraft ist das Bestreben jedes Atoms, dabei einen möglichst günstigen Zustand seiner Elektronenhülle zu erreichen. Edelgase zeigen praktisch kein Bestreben, chemische Reaktionen einzugehen, weil ihre Elektronenhülle bereits in einem sehr stabilen Zustand ist. Schale s p d f gesamt 1 e Ne Ar Kr Xe Rn 2 6 8

34 Der Traum jedes Atoms Schale s p d f Außenschale 1 e Ne Ar 2 6 (10) 8 4 Kr 2 6 (10)(14) 8 5 Xe 2 6 (10) 8 6 Rn Edelgase haben 8 Elektronen auf der Außenschale (bis auf e), jedoch sind nicht alle Innenschalen unbedingt voll gefüllt. Ursprung der Oktettregel Statt Oktettregel : Die Elektronenhülle von Edelgasen ist in einem energetisch besonders günstigen Zustand, den alle Atome anstreben. Edelgaskonfiguration als Ziel

35 Chemische Reaktionen Elemente gehen miteinander chemische Reaktionen ein, um in ihrer Elektronenhülle eine Edelgaskonfiguration zu erreichen: Beispiel: Die Reaktion von Magnesium mit Schwefel + Mg S

36 Chemische Reaktionen Elemente gehen miteinander chemische Reaktionen ein, um in ihrer Elektronenhülle eine Edelgaskonfiguration zu erreichen: Beispiel: Die Reaktion von Magnesium mit Schwefel + + Mg S Mg 2+ S 2 Mg 2+ Kationen mit NeKonfiguration S 2 Anionen mit ArKonfiguration

37 Chemische Reaktionen Elemente gehen miteinander chemische Reaktionen ein, um in ihrer Elektronenhülle eine Edelgaskonfiguration zu erreichen: Beispiel: Die Reaktion von Magnesium mit Schwefel + + Mg S Mg 2+ S 2 Mg 2+ Kationen mit NeKonfiguration S 2 Anionen mit ArKonfiguration Metalle neigen zur Abgabe von Elektronen. Nichtmetalle neigen zur Aufnahme von Elektronen. Metalle und Nichtmetalle bilden Ionenverbindungen: Salze.

38 Der andel mit Elektronen Der eine Extremfall: Die Fähigkeit der reagierenden Atome, Elektronen an sich zu binden, ist stark unterschiedlich. Das eine Atom gibt Elektronen vollständig ab, das andere nimmt sie vollständig auf. MetallNichtmetallReaktionen: Ionen, Salze. Mg 2+ S 2

39 Der andel mit Elektronen Der eine Extremfall: Die Fähigkeit der reagierenden Atome, Elektronen an sich zu binden, ist stark unterschiedlich. Das eine Atom gibt Elektronen vollständig ab, das andere nimmt sie vollständig auf. MetallNichtmetallReaktionen: Ionen, Salze. Mg 2+ S 2 Der andere Extremfall: Die Fähigkeit der reagierenden Atome, Elektronen an sich zu binden, ist gleich stark. Die beiden Atome nutzen genau so viele Elektronen gemeinsam, dass beide Atome Edelgaskonfiguration erreichen. Moleküle bzw. metallische Bindungen. Cl Cl

40 Zwischen beiden Extremen gibt es eine Mischform : Beide Partneratome nutzen zwar Elektronen gemeinsam, aber ein Atom zieht die Elektronen stärker zu sich hin. Der andel mit Elektronen Polare Molekülbindungen. Mg 2+ S 2 Cl Cl Cl

41 Die Elektronegativität (EN) Ein Atomkern zieht Außenelektronen um so stärker an, je kleiner das Atom, je größer die positive Kernladung. Der ENWert gibt an, wie stark ein Kern Außenelektronen anzieht. In der Praxis verwendet man die ENWerte nach Pauling auf einer Skala zwischen 0 und 4.

42 Die Elektronegativität (EN) Ein Atomkern zieht Außenelektronen um so stärker an, je kleiner das Atom, je größer die positive Kernladung. Der ENWert gibt an, wie stark ein Kern Außenelektronen anzieht. In der Praxis verwendet man die ENWerte nach Pauling auf einer Skala zwischen 0 und 4. ENWerte stark schwach

43 Chemische Bindungen Elementmoleküle metallische Bindung unpolare Atombindung schwach polare Atombindung stark polare Atombindung Ionenbindung 0 0,5 1,0 1,5 ENDifferenz (ΔEN) Elementmoleküle 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2 z.b. Kohlenwasserstoffe z.b.chloroform Cl C Cl Cl O z.b.wasser Metalle Salzkristalle

44 Übersicht Atombau Atomkern und ülle Schalenmodell der ülle Elektronen in den Schalen auptgruppen des PSE Chemische Reaktionen Edelgaskonfiguration als Ziel Ionen und Atombindungen Elektronegativität + + Atomverbände Ionen und Kristalle Elektronenpaarbindungen Molekülgeometrien Dipolmoleküle

45 Ionen ordnen sich an: Kristallstrukturen Ionen bilden Kristalle, die durch elektrische Kräfte zusammen gehalten werden: + Ein Kation

46 Ionen ordnen sich an: Kristallstrukturen Ionen bilden Kristalle, die durch elektrische Kräfte zusammen gehalten werden: + + Ein Kation wird zunächst von Anionen umgeben.

47 Ionen ordnen sich an: Kristallstrukturen Ionen bilden Kristalle, die durch elektrische Kräfte zusammen gehalten werden: Ein Kation wird zunächst von Anionen umgeben. Dann sind aber auch wieder Kationen nötig.

48 Ionen ordnen sich an: Kristallstrukturen Ionen bilden Kristalle, die durch elektrische Kräfte zusammen gehalten werden: Ein Kation wird zunächst von Anionen umgeben. Dann sind aber auch wieder Kationen nötig. Und weiter Anionen...

49 Ionen ordnen sich an: Kristallstrukturen Ionen bilden Kristalle, die durch elektrische Kräfte zusammen gehalten werden: Ein Kation wird zunächst von Anionen umgeben. Dann sind aber auch wieder Kationen nötig. Und weiter Anionen... und Kationen im Wechsel. Der Kristall wächst.

50 Ionen ordnen sich an: Kristallstrukturen Ionen bilden Kristalle, die durch elektrische Kräfte zusammen gehalten werden: Ein Kation wird zunächst von Anionen umgeben. Dann sind aber auch wieder Kationen nötig. Und weiter Anionen... und Kationen im Wechsel. Der Kristall wächst. Es gibt in Kristallen anziehende und abstoßende elektrische Kräfte. In stabilen Kristallen sind die anziehenden Kräfte in der Summe stärker.

51 Atome binden sich zu Molekülen (I) Um Edelgaskonfiguration zu erreichen, muss ein Kohlenstoffatom entweder 4 Elektronen abgeben oder 4 Elektronen aufnehmen. Um Edelgaskonfiguration zu erreichen, muss ein Wasserstoffatom entweder 1 Elektron abgeben oder 1 Elektron aufnehmen. C und Atome reagieren miteinander im Zahlenverhältnis 1 : 4. Es entstehen unpolare Atombindungen, weil ΔEN = EN(C) EN() = 0,4. C

52 Das Methanmolekül C 4 Es entstehen vier Elektronenpaarbindungen C

53 Das Methanmolekül C 4 Es entstehen vier Elektronenpaarbindungen C

54 Das Methanmolekül C 4 Es entstehen vier Elektronenpaarbindungen, die sich untereinander abstoßen C

55 Die tetraedrische Anordnung Es entstehen vier Elektronenpaarbindungen, die sich untereinander abstoßen und daher den räumlich größten Abstand einnehmen. C Es bildet sich ein tetraedrisches Molekül.

56 Atome binden sich zu Molekülen (II) Um Edelgaskonfiguration zu erreichen, muss ein Kohlenstoffatom entweder 4 Elektronen abgeben oder 4 Elektronen aufnehmen. Um Edelgaskonfiguration zu erreichen, muss ein Sauerstoffatom entweder 6 Elektronen abgeben oder 2 Elektronen aufnehmen. C und Atome reagieren miteinander im Zahlenverhältnis 1 : 2. Es entstehen stark polare Atombindungen, weil ΔEN = EN(O) EN(C) = 1,4. O C O

57 Das KohlendioxidMolekül CO 2 Es entstehen vier Elektronenpaarbindungen O C O

58 Das KohlendioxidMolekül CO 2 Es entstehen vier Elektronenpaarbindungen in Form von zwei Doppelbindungen, die sich untereinander abstoßen O C O

59 Die lineare Anordnung Es entstehen vier Elektronenpaarbindungen in Form von zwei Doppelbindungen, die sich untereinander abstoßen und daher den räumlich größten Abstand einnehmen. O C O Es bildet sich ein lineares Molekül.

60 Atome binden sich zu Molekülen (III) Für Edelgaskonfiguration muss ein Wasserstoffatom entweder 1 Elektron abgeben oder 1 Elektron aufnehmen. Für Edelgaskonfiguration muss ein Kohlenstoffatom entweder 4 Elektronen abgeben oder 4 Elektronen aufnehmen. Für Edelgaskonfiguration muss ein Sauerstoffatom entweder 6 Elektronen abgeben oder 2 Elektronen aufnehmen. und C und OAtome reagieren miteinander im Zahlenverhältnis 2 : 1 : 1. Es entstehen unpolare und stark polare Atombindungen, weil ΔEN(C,) = 0,4 und ΔEN(C,O) = 1,4 C O

61 Das FormaldehydMolekül C 2 O Es entstehen vier Elektronenpaarbindungen C O

62 Das FormaldehydMolekül C 2 O Es entstehen vier Elektronenpaarbindungen in Form zwei Einfachbindungen und einer Doppelbindung, die sich untereinander abstoßen C O

63 Die trigonalplanare Anordnung Es entstehen vier Elektronenpaarbindungen in Form zwei Einfachbindungen und einer Doppelbindung, die sich untereinander abstoßen und daher den räumlich größten Abstand einnehmen. C O Es bildet sich ein trigonalplanares Molekül.

64 Molekülgeometrien Zwei Bindungspartner: lineare Anordnung Vier Bindungspartner: tetraedrische Anordnung O C O C Drei Bindungspartner: trigonalplanare Anordnung C O

65 Molekülgeometrien Zwei Bindungspartner: lineare Anordnung Vier Bindungspartner: tetraedrische Anordnung O C O C Drei Bindungspartner: trigonalplanare Anordnung Zwei Bindungspartner und zwei freie Elektronenpaare: tetraedrische Anordnung C O O

66 Molekülgeometrien Zwei Bindungspartner: lineare Anordnung Vier Bindungspartner: tetraedrische Anordnung O C O C Drei Bindungspartner: trigonalplanare Anordnung Zwei Bindungspartner und zwei freie Elektronenpaare: tetraedrische Anordnung C O O Auch freie Elektronenpaare beanspruchen Platz!

67 Die Verteilung der Elektronen in Molekülen In Molekülen halten sich die Elektronen vorwiegend auf: entlang der Bindungen um die einzelnen Atomkerne Cl Cl

68 Die Verteilung der Elektronen in Molekülen In Molekülen halten sich die Elektronen vorwiegend auf: entlang der Bindungen um die einzelnen Atomkerne EN(Cl) = 3,0 EN(Cl) = 3,0 Cl Cl ΔEN = 0 Beide Bindungspartner ziehen die Elektronen gleich stark an: unpolare Atombindung keine Trennung positiver und negativer Ladungsschwerpunkte kein DipolMolekül

69 Die Verteilung der Elektronen in Molekülen In Molekülen halten sich die Elektronen vorwiegend auf: entlang der Bindungen um die einzelnen Atomkerne EN(Cl) = 3,0 EN(Cl) = 3,0 Cl Cl Cl ΔEN = 0 Beide Bindungspartner ziehen die Elektronen gleich stark an: unpolare Atombindung keine Trennung positiver und negativer Ladungsschwerpunkte kein DipolMolekül

70 Die Verteilung der Elektronen in Molekülen In Molekülen halten sich die Elektronen vorwiegend auf: entlang der Bindungen um die einzelnen Atomkerne EN(Cl) = 3,0 EN(Cl) = 3,0 EN() = 2,1 EN(Cl) = 3,0 Cl Cl Cl δ+ δ ΔEN = 0 Beide Bindungspartner ziehen die Elektronen gleich stark an: unpolare Atombindung keine Trennung positiver und negativer Ladungsschwerpunkte kein DipolMolekül ΔEN = 0,9 Beide Bindungspartner ziehen die Elektronen verschieden stark an: polare Atombindung Trennung positiver und negativer Ladungsschwerpunkte DipolMolekül

71 polare Atombindungen Trennung positiver und negativer Ladungsschwerpunkte DipolMolekül Dipol oder kein Dipol? 2 O Abb.:

72 Dipol oder kein Dipol? polare Atombindungen Trennung positiver und negativer Ladungsschwerpunkte DipolMolekül polare Atombindungen positiver und negativer Ladungsschwerpunkt fallen zusammen kein DipolMolekül 2 O CCl 4 Abb.: δ δ δ+ δ δ

73 Dipol oder kein Dipol? 2 O CCl 4 Abb.: δ δ δ+ δ δ Polare Bindungen sind notwendig, aber nicht hinreichend für ein Dipolmolekül. Entscheidend ist, ob positiver und negativer Ladungsschwerpunkt getrennt sind oder nicht.

74 Zusammenfassung Atombau Atomkern und ülle Schalenmodell der ülle Elektronen in den Schalen auptgruppen des PSE Chemische Reaktionen Edelgaskonfiguration als Ziel Ionen und Atombindungen Elektronegativität + + Atomverbände Ionen und Kristalle Elektronenpaarbindungen Molekülgeometrien Dipolmoleküle