Chemische Bindung Periodensystem - Atome - Moleküle 2

Präsentation zum Thema: "Chemische Bindung Periodensystem - Atome - Moleküle 2"—  Präsentation transkript:

1 Chemische Bindung Periodensystem - Atome - Moleküle 2
Periodensystem(e) 3 Nichtmetalle - Metalloide 5 Eigenschaften der Elemente 6 Bindungstypen 7 Ionenbindung 8 Kovalente, homöopolare Bindung 10 Kovalente Bindung: Beispiele 11 Beispiele: Oktett-Theorie 12 Vergleich: kovalente-ionische Bindung 13 Metallische Bindung 14 Orbitale 15 Hybridorbitale 16 Molekülformen 17 Ue Mol 1

2 Periodensystem - Atome - Moleküle
109 bekannte Elemente 87 Metalle 26 sind radioaktiv 16 sind künstlich 11 sind gasförmig 2 sind flüssig Mendeleev (1871): „Eigenschaften der chemischen Elemente variieren periodisch“ Eigenschaften der Metalle: glänzend, scheinend, formbar Wärme- und Stromleiter alle sind fest bei Raumtemperatur (Ausnahme: Hg) geben Elektronen ab, bei Reaktionen mit Nichtmetallen Ue Mol 2

3 Periodensystem(e) Periodic spiral of T. Benfey
Stowe's physicists periodic table Ue Mol 3

4 Periodensystem(e) Triangular periodic table by E. Zmaczynski
Alexander 3D arrangement of the elements Ue Mol 4

5 Nichtmetalle - Metalloide
Eigenschaften der Nichtmetalle: schlechte Wärme- und Stromleiter Vorkommen als Gase (Cl2), Flüssigkeiten (Br2)und Festkörper (I2) nehmen Elektronen bei Reaktionen mit Metallen auf, teilen Elektronen bei Reaktionen mit anderen Nichtmetallen Eigenschaften der Metalloide: Halbleiter-Eigenschaften verhalten sich wie Metalle bei Reaktionen mit Nichtmetallen verhalten sich wie Nichtmetalle bei Reaktionen mit Metallen zeigen unterschiedliche chemische Eigenschaften Ue Mol 5

6 Eigenschaften der Elemente
Atomdurchmesser nimmt mit jeder Elektronenschale zu und innerhalb einer Periode ab Ue Mol 6

7 Bindungstypen Bindung Bindungsenergie
Ionenbindung (heteropolare Bindung) -1 eV eV Kovalente Bindung (homöopolare Bindung) -1 eV eV Van der Waals Bindung -0,01 eV .. -0,1 eV Wasserstoffbrückenbindung bis -0,5 eV Metallische Bindung -1eV eV Bindungsenergie ist negativ: bei der Molekülbindung wird diese Bindungsenergie freigesetzt (der stabilste Zustand ist der Zustand mit der minimalsten Energie) Ionenbindung und kovalente Bindung sind nichtreale Grenzfälle der chemischen Bindung (d.h. es gibt keine rein ionische oder rein kovalente Bindung!) Ue Mol 7

8 Ionenbindung Edelgase besitzen Elektronenkonfigurationen mit abgeschlossenen Elektronenschalen. Diese vollständige Besetzung der Schalen bewirkt die chemische Inaktivität der Edelgase. W.Kossel (1915) Ionenbindung = Elektronenaustausch der Bindungspartner, damit ihre Atomhüllen Edelgaskonfiguration annehmen. Atome werden durch elektrostatische Kräfte zusammengehalten. Ue Mol 8

9 Ionenbindung Zwei Partner bei Ionenbindung: (Ziel  Edelgaskonfiguration der beteiligten Ionen) 1) Element mit niedriger Ionisationsenergie - wenig Energie ist notwendig um Elektron(en) vom Atom zu entfernen 2) Element mit großer Elektronenaffinitätsenergie (= Energie, die frei wird, wenn ein Elektron an ein neutrales Atom angelagert wird) Valenz (maximale Wertigkeit): maximale Anzahl der Elektronen, die ein Atom aufnehmen bzw. abgeben kann, um Edelgaskonfiguration zu erreichen Ue Mol 9

10 Kovalente, homöopolare Bindung
Nur eine geringe Anzahl der chemischen Verbindungen sind ionisch gebunden Speziell bei der Bildung von zweiatomigen Molekülen mit gleichen Partnern versagt die Theorie der Ionenbindung. Lewis entwickelte die „Oktett-Theorie“, mit deren Hilfe die kovalente Bindung gedeutet werden konnte. Quantentheorie liefert eine Erklärung für die homöopolare Bindung. Gilbert N. Lewis (1916) Für die Hüllenelektronen ist die Edelgaskonfiguration am günstigsten: 2s +6p Elektronen = 8 Elektronen (Oktett) Homöopolare Bindung durch Bildung von Elektronenpaaren. Die Elektronen-paare gehören beiden Bildungspartnern! Beispiel: H2-Molekül ( H-H ) Ue Mol 10

11 Kovalente Bindung: Beispiele
Oktett-Regel: wenn Atome eine kovalente Bindung eingehen, versuchen sie so viele Elektronen zu teilen, daß die äußerste Elektronenschalen auf 8 Elektronen aufgefüllt werden (H und He auf 2 Elektronen) Jeder Punkt stellt ein Valenzelektron dar. Elektronen, die zu zwei Atomen gehören, werden als Strich eingezeichnet. Stickstoff-Molekül Chlor-Molekül O2-Molekül CO2-Molekül Siehe auch: Ue Mol 11

12 Beispiele: Oktett-Theorie
CH4 NH3 H2O H2SO4 Die Oktetttheorie geht davon aus, dass 8 Valenz-elektronen zur Edelgaskonfiguration beitragen. Abweichungen treten auf, wenn, wie im Fall von Schwefel, nicht nur s- und p-Elektronen, sondern auch d-Elektronen die Valenzelektronenschale bilden. Daher ist es auch möglich, dass im H2SO4 Molekül die beiden freien O-Atome durch Doppelbindungen mit dem S-Atom verbunden sind und nicht, wie erwartet, nur mit einer Einfachbindung. Oft werden nur jene Elektronen eingezeichnet, die zur Bindung beitragen. Ue Mol 12

13 Vergleich: kovalente-ionische Bindung
Ue Mol 13

14 Metallische Bindung Metalle und Legierungen haben besondere Eigenschaften, u.a.: hohe Festigkeit und Dehnbarkeit großes Absorptions- und Reflexionsvermögen hohe elektrische und thermische Leitfähgkeit Drude postulierte 1900, dass diese Eigenschaften nur durch die sog. metallische Bindung ermöglicht werden: eine vollständige Delokalisation der Valenzelektronen Metallgitter besteht aus postiven Ionen im Feld der Gitterionen können sich die Valenzelektronen quasifrei bewegen (Elektronengas) Quantentheorie liefert die Erklärung für die metallische Bindung Ue Mol 14

15 Orbitale Orbitale sind Elektronenzustände in einem Atom (quantenmechanisch gekenn-zeichnet durch die Quantenzahlen n, m, l) 3s orbital 3d orbitals Ue Mol 15

16 Hybridorbitale Bestimmte Bindungen lassen sich oft nur dadurch erklären, daß sich die Elektronenhüllen der Bindungspartner wesentlich von der der ungebundenen Atome im Grundzustand unterscheiden. Beispiel: CH4, 4-Wertigkeit des Kohlenstoffes Kohlenstoff besitzt 2 s- und 2 p-Elektronen. Im CH4 Molekül jedoch bilden sich vier gleichwertige Bindungen mit den H-Atomen. Die Bildung des Moleküls erfolgt über den Umweg eines angeregten Zustandes des C-Atoms (Promovierung) und der Bildung von sog. sp3 - Hybridorbitalen (Hybridisierung) aus einem s und drei p Elektronen. Der Endzustand ist energetisch günstiger als der Ausgangszustand. Bei der Hybridisierung bilden sich 4 gleichwertige sp3 Hybridorbitale. Ue Mol 16

17 Molekülformen Planare dreieckige Form Trigonale Bipyramiden
Lineare Form Gewinkelt Tetraeder Octaeder BeCl2 H2O BCl3 CH4 PCl5 SF6 Die vorhandenen Orbitale bzw. Hybridorbitale sind mitverantworlich für die geometrische Form der Moleküle. Die Anzahl der Valenzelektronen bestimmt die Molekülform: (Be: 2s2, B: 2s22p1, C: 2s22p2, P: 3s23p3, S: 3s24p4). Die Molekülformen bleiben auch erhalten, wenn ein oder mehrere Elektronen nicht mit anderen Elementen geteilt werden. Doppel- oder Dreifachbindungen kann man als einfache Bindung behandeln. Beispiel: CO2 , O=C=O, zentrales Atom mit zwei Bindungen, daher lineare Form Ue Mol 17