Die chemische Bindung

Inhalt

1. Die chemische Bindung

1.1: Die chemische Bindung
1.2: Die Edelgas oder Oktanregel
1.3: Die Ionisierungsenergie
1.4: Die Elektroaffinit├Ąt
1.5: Die Elektronegativit├Ąt

2. Die Ionenbindung

2.1: Die Ionenbindung
2.2: Ausbildung eines Ionenkristalls
2.3: Die Gitterenergie

3. Die Atombindung

3.1: Die Atombindung
3.2: Das Modell der bindenden Elektronenpaare
3.3: Das wellenmechanische Bindungsmodell
3.4: Molek├╝l - und Atomgitter
3.5: Die polarisierte Atombindung
3.6: Die koordinative Bindung
3.7: Mesomerie

4. Die Metallbindung

4.1: Die Metallbindung

5. Zusammenfassung

5.1: Zusammenfassung

6. Periodensystem

6.1: Das Periodensystem - Tabelle















1. Die chemische Bindung

1.1: Die chemische Bindung

Unter den Bedingungen die auf der Erde herrschen, existieren einzelne isolierte Atome nicht, au├čer bei den Edelgasen (8 Hauptgruppe, 8 Au├čenelektronen). Die anderen Atome gehen Verbindungen ein.

1.2: "Edelgas - oder Oktanregel"

Durch das Zustandekommen einer Bindung wird die Elektronenh├╝lle ver├Ąndert. Die Verbindung strebt immer den Zustand eines Energieminimums an. Da Edelgase als einzige Atome einzeln vorkommen, scheint ihr Elektronenzustand s2p6energetisch beg├╝nstigt zu sein. Aus dieser Tatsache heraus wurde die "Edelgas - oder Oktanregel" formuliert: Atome verbinden sich so miteinander, dass ihre Elektronenstruktur der Edelgase entspricht.

1.3: Die Ionisierungsenergie

Elektrisch neutrale Atome enthalten so viele Elektronen, wie die Kernladungszahl Z angibt. Werden ein oder mehrere Elektronen aus der Atomh├╝lle entfernt, so m├╝ssen die Anziehungskr├Ąfte der Protonen des Kernes ├╝berwunden werden. Dies erfordert Energie:
Dabei geht ein elektrisch neutrales Atom in ein positiv geladenes Teilchen - es wird positives Ion genannt - ├╝ber. Diese dabei aufgewandte Energie hei├čt Ionisierungsenergie.
Ionisierungsenergie
A → A++ e- ; EIon> 0
Die energetischen Verh├Ąltnisse der Isolierung werden so dargestellt. (siehe Bild 1)





Zufuhr von Ionisierungsenergie entfernt ein positives Ion A+. Da bei chemischen Reaktion die Elektronen der Elektronenh├╝lle beteiligt sind bestimmen die Ionisierungsenergien auch das Reaktionsverhalten der Atome. Innerhalb einer Periode nehmen die Ionisierungsenergien von der ersten zur achten Hauptgruppe hinzu. daher haben die Edelgase die h├Âchsten Ionisierungsenergien, das h├Ąngt auch mit ihrer Reaktionstr├Ągheit zusammen. Innerhalb einer Hauptgruppe nehmen die Ionisierungsenergien mit steigender Ordnungszahl jedoch ab, da die Elektronen mit h├Âherer Energie weiter vom Kern befinden. Die weiter innen liegenden Elektronen schirmen die Anziehungskr├Ąfte des positiven Kerns ab.
Diese Eigenschaften sieht man besonders bei den Elementen des S - Blocks. Darum treten sie bei Verbindungen immer als positives Ion auf. Es k├Ânnen auch mehrere Au├čenelektronen Schrittweise entfernt werden. Die Energie die aufgewendet wird bei der Abspaltung des ersten Elektrons hei├čt 1. Ionisierungsenergie, die des zweiten Elektrons 2. Ionisierungsenergie, und so weiter.
Je mehr Au├čenelektronen abgespalten sind desto enger wird die Verbindung der restlichen Elektronen mit dem Atomkern. Daraus folgt: a) Die erste Ionisierungsenergie des Atoms hat stets den niedrigsten Wert.
b) Die 2., 3., ... Ionisierungsenergie steigen stufenlos an. Durch die Messung der Ionisierungsenergie kann man auch feststellen wieviele Elektronen bestimmte Energiezust├Ąnde haben.

1.4: Die Elektroaffinit├Ąt

Wenn man Elektronen aus der Atomh├╝lle entfernt bildet man ein positives Ion. Nimmt ein neutrales Atom zus├Ątzlich ein Elektron auf, so muss dieses Elektron die Absto├čungskr├Ąfte der bereits vorhandenen Elektronen ├╝berwinden. Diese Energie hei├čt Elektroaffinit├Ąt. Dabei entsteht ein negativ geladenes Ion.
A + e- → A-

Es kommt besonders bei Nichtmetallen des P - Blocks zur Aufnahme von Elektronen, da in den P - Orbitalen auch Pl├Ątze unbesetzt sind. Es kann sogar Energie abgegeben werden. Werden gleich mehrfach negative Ionen gebildet, so muss ein gro├čer Energiebeitrag zugef├╝hrt werden. Hier macht sich die Absto├čung zwischen den Au├čenelektronen stark bemerkbar.

1.5: Die Elektronegativit├Ąt

Die Elektronegativit├Ąt gibt an, ob ein Atom seine Au├čenelektronen festhalten oder noch zus├Ątzliche aufnehmen kann.
Elektronegativit├Ąt = (Ionisierungsenergie+Elektroaffinit├Ąt)x 1

Metall bevorzugen positive Ione zu bilden. Sie haben eine niedrige Elektronegativit├Ąt und halten ihre Elektronen nicht fest. Nichmetalle hingegen haben eine h├Âhere Elektronegativit├Ąt und k├Ânnen sogar negative Ionen bilden.
Es gibt drei verschiedene Arten Atome miteinander zu kombinieren.
    Ionenbindung (Heteropolare Bindung) : Ein Partner gibt Elektronen ab (niedrige Elektronegativit├Ąt) der andere nimmt Elektronen auf (hohe Elektronegativit├Ąt) Das hei├čt es werden Elektronen ausgetauscht und es entsteht ein positives und ein negatives Ion die durch elektronische Anziehungskr├Ąfte aneinander gebunden sind. Metallbindung (Metallische Bindung) : Alle Bindungspartner geben leicht Elektronen ab (niedere Elektronegativit├Ąt). Die abgegebenen Elektronen werden nicht mehr von dem Atom festgehalten, sondern bewegen sich frei durch den Teilchenverband. Metalle sind daher elektrisch leitf├Ąhig. Atombindung (Kovalente Bindung) : Alle Bindungspartner k├Ânnen Elektronen aufnehmen (hohe Elektronegativit├Ąt). Das hei├čt die Elektronen sind im gemeinsamen Besitz.











2. Die Ionenbindung

2.1: Die Ionenbindung

Atome mit gro├čem Elektronegativit├Ątsunteschied (Nicht - und Metallatome) verbinden sich. Metalle geben Elektronen ab, bilden daher ein positives Ion, welches Kationen genannt. Nichtmetalle nehmen Elektronen auf, bilden also ein negatives Ion, das man Anion nennt.
Beispiel: Natrium und Chlor:
Na: 3 s1
Cl: 3 s23px┬▓ 3py┬▓ 3pz1
Beide Teilchen sind im Besitz eines einfach belegten Orbitals. Natrium gibt ein Elektron an Chlor ab. Jetzt haben beide nur doppelt besetzte Orbitale aufzuweisen und beide haben Edelgaskonfiguration erreicht. (siehe Bild 2)




2.2: Ausbildung eines Ionenkristalls

Die unterschiedlich geladenen Elektronen ├╝ben aufeinander elektrostatische Anziehungskr├Ąfte aus. Also kommt es zu einer regelm├Ą├čigen Anordnung positiver und negativer Ionen. Dies nennt man Ionengitter. Beim Natrium - Chlorkristall entsteht dadurch eine w├╝rfelf├Ârmige Struktur. In diesem Ionengitter wirken stark anziehende Kr├Ąfte zwischen den entgegengesetzt - geladenen Ionen und absto├čende Kr├Ąfte zwischen gleich geladenen Ionen. Deshalb ist der Kristall ├╝ber weite Entfernungen gleich aufgebaut. Wegen dieser Bindungskr├Ąfte sind die Bausteine sehr fest aneinander gebunden. Daher haben sie auch einen sehr hohen Schmelzpunkt. Die Summenformel NaCl ist keine Molek├╝l sondern eine Verh├Ąltnisformel.

2.3: Die Gitterenergie

Die Anziehungskr├Ąfte zwischen Kationen und Anionen eines Gitters sind meist gro├č. Will man das Gitter zerst├Âren so muss man Energie zum ├╝berwinden der Anziehungskr├Ąfte hinzuf├╝gen. Der gleiche Energiebetrag muss aber auch frei werden wenn sich die Ionen zu einem Gitter zusammenlagern.
Ein chemischer Vorgang l├Ąuft nur dann freiwillig wenn nicht Energie gebraucht, sondern Energie frei wird. Die Bildung von Ionen ist aber kein freiwillig ablaufender Vorgang. Die Ausgabe eines Kations erfordert die Ionisierungsenergie. Die Aufnahme eines Elektrons ist bei manchen Atomen energieliefernd und bei manchen energiefordernd. Aber das Erreichen einer Edelgaskonfiguration ist also nicht der entscheidende Faktor bei der Bildung eines Ionengitters. Die entscheidende Ursache ist also die Bildung eines Ionengitters, da bei diesem Vorgang Gitterenergie frei wird. (siehe Bild 3)








Ionenkristalle sind spr├Âde. Sie k├Ânnen unter dem Schlag eines Hammers zerspringen. So kommt es zu einer Verschiebung der Gitterebenen. Die jeweils gleichnamigen Ionen sto├čen sich ab, und so kann es zum Zerbrechen des Kristalls f├╝hren. Die Form der Bruchst├╝cke ist durch die Raumstruktur des Gitters bestimmt. Die Bruchfl├Ąchen selbst sind eben.
3. Die Atombindung

3.1: Die Atombindung

Die gemeinsame Nutzung von Au├čenelektronen ist das Prinzip der Atombindung. Durch hohe Elektronegativit├Ątswerte herrscht die Tendenz vor Elektronen in der H├╝lle festzuhalten. Dadurch schlie├čen sich die Atome zu selbst├Ąndigen Atomverb├Ąnden zusammen.

3.2: Das Modell der bindenden Elektronenpaare

Die Edelgaskonfiguration mit acht Au├čenelektronen ist ein besonders stabiler Zustand. Da bei den typischen Nichtmetallatomen meist ein bis vier Elektronen zur Edelgaskonfiguration fehlen, wollen sie diese aufnehmen. Da bei den anderen Bindungspartnern die gleich Tendenz vorliegt, ist die gemeinsame Nutzung der vorhandenen Elektronen der beste Ausweg.
Beispiel: Chlor bildet in elementaren Zustand stets Cl2 Molek├╝le (siehe Bild 4)


Chlor als Element der siebenten Hauptgruppe hat im atomaren Zustand sieben Au├čenelektronen. Das hei├čt ein ungepaartes Au├čenelektron. Dieses verwenden sie nun als gemeinsames Elektronenpaar. Damit haben beide Chloratome eine Edelgaskonfiguration.

3.3: Das wellenmechanische Bindungsmodell

Die Wellenmechanik hat zur Deutung der Atommodelle verschiedene Modelle entwickelt.
Eins davon ist das VB - Modell (Valenzbindungsmodell) Dieses Modell geht von der Vorstellung aus, dass zwei Elektronen die ein Elektronenpaar bilden, die Elektronenbindung verursachen. Durch ├ťberlagerung einfach besetzter Orbitale entsteht ein doppelt besetztes Orbital. Dieses Orbital ist dann der Aufenthaltsraum des bindenden Elektronenpaares.
Beispiel: Das Wasserstoffmolek├╝l H2
Die Elektronenkonfiguration eines Wasserstoffatomes lautet:
H = 1s1
Ein Wasserstoffatom besitzt daher ein einfach besetztes S - Orbital. (siehe Bild 5)

Durch die ├ťberlappungsfl├Ąchen der Atomorbitale entsteht ein gemeinsames Elektronenpaar. Es gibt auch mehrere gemeinsame Elektronenpaare. In diesem Fall tritt eine Dreifachbindung auf:
N ≡ N

3.4: Molek├╝l - und Atomgitter

Im festen Zustand sind die Bausteine regelm├Ą├čig in einem Kristallgitter angeordnet. Auch Verbindungen, die Molek├╝le bilden sind kristallisiert. Da zwischen den Molek├╝len oft geringe Kr├Ąfte wirken, lassen sich solche Verbindungen bei relativ niedrigen Verbindungen schmelzen. Werden jedoch die Gitterpunkte von Atomen besetzt. So entsteht ein Atomgitter. Da zwischen Atomen meist starke Bindungen bestehen(Ausnahme: Edelgase) zeichnen sich diese Kristalle durch besondere Festigkeit aus. So besteht zum Beispiel das Atomgitter der Diamanten aus Kohlenstoffatomen. Stoffe mit Atomgittern haben sehr hohe Schmelzpunkte. Manche sind sogar unschmelzbar. Man nennt sie auch diamantartige Stoffe. Bei Atomgittern ist der Molek├╝lbegriff nicht ausreichend. Chemische Elemente werden daher in Gleichungen nur als Einzelatome angef├╝hrt.

3.5: Die polarisierte Atombindung

Das Molek├╝l H2O hat einen gewinkelten Bau. Das Molek├╝l weist aber noch eine Eigenheit auf. Sauerstoff hat eine h├Âhere Elektronegativit├Ąt als Wasserstoff. Sauerstoff zieht daher die bindenden Elektronenpaare im Molek├╝l etwas st├Ąrker an als der Wasserstoff. Am Sauerstoff tritt daher eine schwach negative Ladung ( - δ) auf. Am Wasserstoff eine schwach positive Ladung (+δ). Das Wasser bildet daher ein Dipolmolek├╝l. (siehe Bild 6)



Es gibtauch unpolare Atombindungen, dies kommt bei Bindungen vor bei denen die Electronegativit├Ąt beider Bindungspartner gleich gro├č ist, das Molek├Âhl ist dann kein Dipol. Die Bindung ist nur dann gegeben, wenn zwei Nichtmetallatome desselben Elements miteinander verbunden sind (Cl2, O2).

3.6: Die koordinative Bindung

Durch die ├ťberlagerung zweier einfach besetzter Orbitale kommt ein gemeinsames Elektronenpaar zustande. Es gibt aber auch zahlreiche F├Ąlle wo ein Teilchen an ein anders Teilchen gebunden wird ohne ein eignes Elektron beizusteuern. Es wird von einem Elektronenpaar des Partners gebunden, dass noch nicht f├╝r die Bindung in Anspruch genommen worden ist. Ein solches Elektronenpaar nennt man ein freies Elektronenpaar.
Beispiel: Ein Wasserstoffmolek├╝l hat zwei freie Elektronenpaare. An eines von ihnen kann ein freies Wasserstoffion gebunden werden. (siehe Bild 7)



3.7: Mesomerie

Eine koordinative Bindung findet man auch im Ozonmolek├╝l. Versucht man den Bau des Molek├╝ls darzustellen so kommt man auf zwei M├Âglichkeiten. (siehe Bild 8)



Beide der Formeln m├╝ssten eigentlich richtig sein, doch Untersuchungen ergaben, dass keine der beiden Formen stimmte.
Man kann diesem Molek├╝l keine Doppelbindungen nachweisen, da diese k├╝rzer sein m├╝sste als eine Einfachbindung. Der wahre Bindungszustand ist also ein Mittelding. (siehe Bild 9)



Dies l├Ąsst sich nicht in einer Formel ausdr├╝cken, deshalb werden f├╝r solche F├Ąlle m├Âgliche Grenzstrukturen angegeben. (siehe Bild 10)



In diesem System gibt es sogenannte delokalisierte Elektronen. Diese Erscheinung wird als Mesomerie bezeichnet. Die Existenz der delokalisierten Elektronen kann man durch folgende Formel ausdr├╝cken.

















4. Die Metallbindung

4.1: Die Metallbindung

Metallatome haben wenige Valenzelektronen. In der Regel zwischen eins und drei Au├čenelektronen. Geben diese Atome die Valenzelektronen ab, so entstehen positiv geladene Ionen, die meist Edelgaskonfiguration besitzen.
Na → Na++ e-
Die Metallionen und Elektronen bilden ein Metallgitter, wobei die Elektronen im Metall nicht lokalisiert sind. Sie bilden ein Elektronengas aus. (siehe Bild 11)




Das Elektronengas ist f├╝r das elektrische Leitverm├Âgen zust├Ąndig.




5. Zusammenfassung

5.1: Zusammenfassung


Metallbindung
Ionenbindung
Atombindung
Stoffart:
Metalle
salzartige Stoffe
leichtfl├╝chtige bis hochmolekulare Stoffe
diamantartige Stoffe
Bausteine:
Atomr├╝mpfe und Elektronen
Ione
Molek├╝le
Atome
Bindung:
Anziehung zwischen positiven Metallionen und dem Elektronengas
elektrostatische Anziehung zwischen positiven und negativen Ionen
zwischenmolekulare, relativ schwache Anziehungskr├Ąfte
starke kovalente Bindung zwischen Atomen
Gittertyp:
Metallgitter
Ionengitter
Molek├╝lgitter
Atomgitter
Eigenschaften:
kalt, verformbar, hart
weiter Bereich von Siedepunkten
elektrische
spr├Âd, hart
hoher Siedepunkt,
fest: Isolator
fl├╝ssig: Leiter
weich,
niedriger Siedepunkt,
Isolatoren
sehr hart, sehr hoher Siedepunkt, Isolatoren






6. Das Periodensystem

6.1: Das Periodensystem



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