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Chemische Bindungen. Bohrsches Atommodell Beim Bohrschen Atommodell kreisen die Elektronen auf Schalen um den Kern. Die Anzahl der Schalen eines Atoms.

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Präsentation zum Thema: "Chemische Bindungen. Bohrsches Atommodell Beim Bohrschen Atommodell kreisen die Elektronen auf Schalen um den Kern. Die Anzahl der Schalen eines Atoms."—  Präsentation transkript:

1 Chemische Bindungen

2 Bohrsches Atommodell Beim Bohrschen Atommodell kreisen die Elektronen auf Schalen um den Kern. Die Anzahl der Schalen eines Atoms ergibt sich aus der Periodennummer: Elemente der 1. Periode…..1 Schale Elemente der 2. Periode…..2 Schalen Elemente der 3. Periode…..3 Schalen usw….

3 Bohrsches Atommodell Jede Schale kann ein bestimmte Anzahl an Elektronen aufnehmen. Nummeriert man die Schalen von innen nach außen mit 1, 2, 3 usw…und bezeichnet die Schalennummer mit n so gilt für die maximale Zahl der Elektronen z in einer Schale: z = 2 n 2 n =Schalennummer Maximale Anzahl an Elektronen in einer Schale

4 Bohrsches Atommodell Die innersten Schalen sind energetisch am günstigsten. o Daher haben Elektronen das Bestreben in einer Schale mit möglichst niedrigster Schale zu sein. Vollbesetzte Elektronenschalen stellen einen sehr energiearmen Zustand für diese Elektronen dar. o Daher ist dieser Zustand besonders stabil. o In der Gruppe der Edelgase befinden sich nur solche vollbesetzten Elektronenschalen.

5 Moleküle Bis auf die Edelgase (8. Hauptgruppe) kommen Elemente in der Natur nicht in atomarer Form vor. Es ist für sie günstiger durch Wechselwirkung mit anderen Atomen stabile Moleküle zu bilden. Moleküle bestehen mindestens aus 2 Atomen, die durch chemische Bindungen zusammen gehalten werden. Es gibt z. B keinen einzelnen Wasserstoff (H) in unserer Umwelt sondern er liegt in Form von zweiatomigen H2- Molekülen vor.

6 3 Grundtypen chemischer Bindungen In Molekülen werden die Atome durch chemische Bindungen zusammen gehalten. Die 3 wichtigsten Grundtypen von chemischen Bindungen sind: 1) Atombindung/kovalente Bindung 2) ionische Bindung 3) metallische Bindung

7 3 Grundtypen chemischer Bindungen Welche Art der chemischen Bindung ausgebildet wird hängt von der Anzahl ihrer Valenzelektronen (Elektronen der äußeren Schale ab). Die Valenzelektronen bestimmen das chemische Verhalten der Elemente. o Sie sind die Elektronen, die zur Bindungsbildung verwendet werden.

8 Die Edelgasregel Die Edelgase sind die einzigen Elemente, die in der Natur in atomarer Form vorkommen. Die Edelgase haben eine mit Elektronen vollbesetzte äußere Schale. Diese Edelgaskonfiguration ist energetisch sehr günstig, wodurch die Edelgase kein Bestreben haben mit anderen Atomen chemische Bindungen einzugehen.

9 Die Edelgasregel Alle anderen Atome haben keine vollbesetzten Valenzschalen. Diese Atome versuchen deshalb durch Ausbildung von chemischen Bindungen zu anderen Atomen, diese Edelgaskonfiguration zu erreichen. Man bezeichnet dies auch als Oktettregel. Sie gilt nur für Elemente der zweiten Periode. Sie können in chemischen Verbindungen nicht mehr als 8 Außenelektronen haben. Ab der dritten Periode gilt sie nur noch als Faustregel, da sie hier oft nicht erfüllt wird.

10 Wie kann die Edelgaskonfiguration erreicht werden? Es gibt 2 Möglichkeiten wie Atome die Edelgaskonfiguration erreichen können: 1)Durch Aufnahme oder Abgabe von Elektronen: Ionenbindung Metallbindung 2) Indem Atome Elektronen gemeinsam nutzen: Atombindung/kovalente Bindung.

11 Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität Atome, die nur wenige Valenzelektronen besitzen neigen dazu diese Elektronen abzugeben um in die nächst niedrigere Edelgaskonfiguration überzugehen. o Ihre Valenzelektronen haben eine niedrige Ionisierungsenergie. Atome, die dagegen sehr viele Elektronen in der äußersten Schale besitzen, nehmen lieber Elektronen auf um in die nächst höhere Edelgaskonfiguration überzugehen. o Sie haben eine hohe Elektronenaffinität.

12 Ionenbindung Im einfachsten Fall hat man 2 Atome: Eines aus der linken Hälfte des Periodensystems gibt leicht Elektronen ab Eines aus der rechten Hälfte des Periodensystems hat das Bestreben Elektronen aufzunehmen. Es übernimmt ein Atom die Elektronen vom anderen und beide werden zu Ionen.

13 Ionenbindung: Bildung eines Ionengitters Die Ladungen der Ionen ziehen sich gegenseitig an und diese Ionen bleiben beisammen. Im festen Kochsalz stehen immer abwechselnd Kationen und Anionen zusammen, so dass sich die Ladungen gegenseitig ausgleichen. Dabei entsteht ein Ionengitter. Dieses Ionengitter bewirkt, dass Salze wie NaCl als Festkörper in Form von Kristallen vorkommen.

14 Metallische Bindung Bildet sich zwischen Metallen aus: Die Metalle setzen alle ihre Valenzelektronen frei. Zurück bleiben nur positiv geladene Kationen in der nächst niedrigen Edelgas-Konfiguration. Diese bilden ein Metallgitter. Zwischen den Kationen sind die freigesetzten Valenzelektronen frei beweglich (Elektronengas).

15 Metallische Bindung Beim metallischen Gitter kann man die Schichten gegeneinander verschieben, deshalb sind Metall biegsam und lassen sich verformen. Da die Valenzelektronen frei beweglich sind leiten Metalle Strom und Wärme.

16 Bei der Atombindung teilen sich 2 Atome ein gemeinsames (bindendes) Elektronenpaar um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Dabei steuert jedes der Atome Elektronen zu diesem Bindungselektronenpaar bei. Beispiel Elektronenformel von Chlor: Atombindung/kovalente Bindung

17 Schreibweise: Man notiert immer 2 Elektronen als einen Strich. Diese 2 Elektronen sind dann ein Elektronenpaar. Das Elektronenpaar, das die Bindung zwischen den beiden Atomen bildet, nennt man bindendes Elektronenpaar.

18 Polare Bindung In Bindungen zwischen 2 verschiedenen Nichtmetallen werden die Bindungselektronen oft von einem Partner stärker angezogen. Durch diese Ladungsverschiebung wird die Bindung asymmetrisch (polarisiert) Dadurch Cl etwas negativer geladen als der Wasserstoff. Diese Teilladungen werden mit dem griechischen Buchstaben delta bezeichnet.

19 Polare Bindung Es entsteht ein Dipol. Bindungen in denen die Elektronen ungleichmäßig verteilt sind nennt man polare Bindung. Möchte man wissen in welche Richtung eine Bindung polarisiert ist, verwendet man die Elektronegativität.

20 Polare Bindung: Elektronegativität Die Elektronegativität ist die Fähigkeit eines Atoms in einer kovalenten Bindung die Elektronen an sich zu ziehen. Man kann die Elektronegativität eine Skala aufgestellt:

21 Polare Bindung: Elektronegativität Verbinden sich Atome mit fast gleicher Elektronegativität (1 oder weniger), ist die Ladungsverteilung in der Bindung symmetrisch. o Es entsteht eine kovalente Bindung Ist die Differenz der Elektronegativität sehr groß (mind. 2), gehen die Elektronen auf den elektronegativeren Partner über. o Es entsteht eine Ionenbindung Die polare Bindung ist die Übergangsform zwischen beiden.


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