Chemische Bindungen Wenn Zwei sich mögen, ziehen sie zusammen!

Präsentation zum Thema: "Chemische Bindungen Wenn Zwei sich mögen, ziehen sie zusammen!"—  Präsentation transkript:

1 Chemische Bindungen Wenn Zwei sich mögen, ziehen sie zusammen!
Ganz klar: Der Vergleich hinkt! Atome „ziehen“ nicht zusammen, weil sie sich mögen, sondern weil sie sich gegenseitig auf diese Art Vorteile verschaffen können. Vorteile von Bindungen zwischen Atomen spielen sich in den Valenzschalen ab. Tönt das für dich chinesisch? Dann orientiere dich zuerst über „Atommodelle“, bevor du hier weiterarbeitest! © em06

2 Chemische Bindungsarten
Wir unterscheiden zwischen folgenden Bindungsarten: Atombindungen: Ionenbindung Metallbindung Wasserstoffbrücken-Bindung (Auch kovalente Bindungen oder Elektronenpaarbindungen genannt) Einfachbindung Doppelbindung Dreifachbindung - + Cu Cu Cu Cu Cu H H © em06

3 Atombindungen: Einfachbindung
Eine Einfachbindung entsteht, wenn zwei bindende Elektronenwolken zusammen gehen. Wenn sie ein Elektron ihres Bindungspartners mitbenutzen können, verfügen sie dadurch über eine vollständige Valenzschale. Dies entspricht der 8er-Regel, die du auch unter dem Namen „Edelgaskonfiguration“ kennst. Elemente der 1. Periode haben ihre K-Schale voll, wenn sie schon 2 Elektronen enthalten (H, He). Ein Beispiel für eine Einfachbindung ist Wasserstoff-Gas. 1 1 + + H H H H © em06

4 Atombindungen: Doppelbindung
C O2 Kohlendioxid entsteht bei der Atmung und der Verbrennung. Verfolge, wie wir uns das Molekül vorstellen können! Der Kohlenstoff besitzt 4 bindende Elektronenwolken. Sauerstoff besitzt 2 bindende Elektronenwolken. Wenn Kohlenstoff 2 Sauerstoffatome als Bindungspartner hat, besitzen alle Valenzschalen je 8 Elektronen! Zwei Doppelbindungen halten das Molekül zusammen! 2 e- + 6 e- 2 e- + 4 e- 2 e- + 6 e- O C O O C O © em06

5 Atombindungen: Dreifachbindung
Rund 79 % unserer Lufthülle besteht aus Stickstoff. Entwickle aus der Ordnungszahl das Atommodell für Stickstoff und klicke erst dann weiter! Welche Bindung geht Stickstoff unter sich ein? Folgere! Ein Molekül Stickstoff besteht aus 2 Stickstoffatomen. N2 hat die Strukturformel IN NI Die Bindung heisst Dreifach-bindung. 2 e- + 5 e- N N © em06

6 Atombindungen in Kohlenwasserstoffverbindungen
Ein Molekül kann verschiedene Atombindungen enthalten! Alkane sind Kohlenwasser-stoffverbindungen, die Einfachbindungen enthalten. Alkene sind Kohlenwasser-stoffe mit mindestens einer Doppelbindung. Alkine enthalten Dreifach-bindungen. C H C H C H Methan Ethan Propan CH4 C2H6 C3H8 C H C H C H Ethen Propen Buten C2H4 C3H6 C4H8 C H Ethin C2H2 © em06

7 Ionenbindung Na+ Cl- + Natrium-Ion Chlorid-Ion
Wenn Natrium und Chlor eine Bindung eingehen, entsteht Natriumchlorid, ein Salz. Wir nennen dieses Salz „Kochsalz“. Zeichne von den beteiligten Stoffen die Atommodelle! Natrium schafft es nicht, seine Valenzschale mit 7 zusätzlichen Elektronen zu füllen. Es ist für Natrium einfacher, das äusserste Elektron abzugeben. So hat Natrium auf der nun äussersten Schale ebenfalls 8 e- Allerdings ist es jetzt elektrisch nicht mehr neutral. Es enthält mehr Protonen, als Elektronen. Deshalb ist es nun elektrisch positiv! Chlor hingegen braucht ein Elektron! Es wird elektrisch negativ! Wir nennen solche Teile Ionen! + Na+ Cl- Gegenseitige Anziehung! Natrium-Ion Chlorid-Ion © em06

8 Ionenbindung: Kristallgitter
Na+ Cl- Die entgegengesetzt geladenen Ionen ziehen sich gegenseitig an. Das heisst aber, dass neben jedem Natrium-Ion ein Chlorid-Ion Platz findet und umgekehrt. Diese geometrische Ordnung führt zu einem Kristallgitter, das unter günstigen Bedingungen zu grossen Salzkristallen führt. Du kannst zu Hause selber solche Kristalle wachsen lassen: - mache eine gesättigte Salzlösung (Salz in Wasser auflösen) - giesse die Lösung in eine flache Schale - lass die Lösung über Tage langsam verdunsten - beobachte dann! Cl- Na+ Na+ Cl- Cl- Na+ Na+ Cl- Cl- Na+ Cl- Na+ Cl- Na+ Na+ Cl- Cl- Na+ Cl- Na+ Na+ Cl- Na+ Cl- Cl- Na+ Cl- Na+ © em06

9 Ionenbindung: Salzlösung
Sobald Salz in Lösung geht, zerfällt das Kristallgitter. In Lösung werden die Ionen frei beweglich. Die Salzlösung ist nun ein Elektrolyth, ein elektr. Leiter! Werden die Elektroden einer Gleichstromquelle in die Salzlösung gestellt, … … so bewegen sich die Kationen (Na+ -Ionen) zur negativen Kathode. Dort können sie die reichlich vorhandenen Elektronen über-nehmen und zur Anode bringen. Die Anionen (Cl– -Ionen) werden von der Anode angezogen. Diese übernimmt das überzählige Elektron des Chlorid-Ions. Die Ionen wirken wie Transporter und schliessen so den Stromkreis! + Na+ Cl- + Na+ Cl- Anode Kathode Kationen Anionen © em06

10 Atom- und Ionenbindung in einem Molekül ?
In einer heftigen Reaktion reagiert Natrium-Metall mit Wasser zu Natronlauge! Wasserstoff wird frei, der explosionsartig verbrennt. Die entstandene Flüssigkeit färbt Lackmus rot tief blau! 2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2 Wie sieht dieses Molekül wohl aus? + Natrium besitzt nur 1 Valenzelektron. Dieses gibt es mit Vorteil ab! Sauerstoff besitzt 6 Valenzelektronen. Es hätte gerne 8 e- auf der L-Schale. Wasserstoff hat nur 1 Valenzelektron. Es könnte eines abgeben oder eines aufnehmen oder … Zwischen Na und OH gibt es eine Ionenbindung. Zwischen O und H entsteht eine Einfachbindung! + Na O H © em06

11 Metallbindung Am Minus-Pol der Batterien gibt es einen Elektronenüberschuss. Diese haben das Bestreben, die Elektronenlöcher am Plus-Pol wieder zu füllen. Wird der Stromkreis mit einem Isolator (z.B. Plastikstück) über-brückt und der Schalter geschlossen… … passiert nichts! Die Elektronen können nicht fliessen! Wird der Isolator aber durch einen Leiter (z.B. Kupfer) ersetzt… … fliessen die Elektronen über den Verbraucher zur Stromquelle zurück! Die Elektronenlöcher am Plus-Pol der Batterie werden aufgefüllt. Wir sagen: Die Batterie ist jetzt leer… + + + + + © em06

12 Isolator – Halbleiter – Leiter ?
C B Cu Na Au Si Se Ge Ag Mg K PVC In nicht leitenden Stoffen (Isolatoren) haben die Elektronen einen „festen“ Platz. Atombindungen sind nur möglich, wenn die Bindungspartner ihre Valenzelektronen gemeinsam nutzen können. Elementare Halbleiter sind Elemente mit vier Valenzelektronen. Unter sich könnten sie höchstens Dreifach-Bindungen eingehen, mehr aber nicht! Mit genügend Energie können ihre Elektronen deshalb verschoben werden. Leiter sind Elemente mit einem, höchstens zwei Valenzelektronen. Die Valenzelektronen haben keinen „festen“ Platz. Sie bilden ein Elektronengas zwischen den Atomrümpfen. © em06

13 Metallbindung - Elektronengas
K-Schale 2 e- L-Schale 8 e- M-Schale 18 e- N-Schale 1 e- Atomrumpf Valenz- Elektron freies Elektron Cu Cu Cu Cu Cu Cu Cu Cu + Das Elektronengas kann verschoben werden mit: Wärme, Feuer Magnetischen Kräften Elektromagnetischen Kräften Durch das Anlegen einer Spannungsquelle (Strom) © em06

14 Wasserstoffbrücken-Bindung
- Atombindungen sind nicht immer so schön ausgeglichen, dass jeder Bindungspartner „sein“ Elektron und das des Bindungspartners gleich oft haben darf. Der stärkere Bindungspartner zieht die gemeinsam genutzten Elektronen viel öfter zu sich hin. Dadurch entsteht aber eine ungleichmässige Ladungsverteilung. Es entstehen Dipole. Diese wirken aufeinander aber wie Magnetchen. Sie ziehen die ent-gegengesetzten Ladungen leicht an. Diese Anziehungen sind aber viel schwächer, als Atombindungen. In der Natur sind diese so genannten Wasserstoffbrücken aber sehr wichtig! (Anomalie des Wassers, Doppelhelix der DNA …) Wasser- molekül + Wasser- molekül + - Wasser- molekül Wasserstoffbrücke © em06

15 Wie war das mit dem Binden?
Mir scheint, die Bindungslehre ist auf die Dauer recht fesselnd… © em06