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Fh-pw Chemische Bindung Periodensystem - Atome - Moleküle2 Periodensystem(e) 3 Nichtmetalle - Metalloide5 Eigenschaften der Elemente6 Bindungstypen7 Ionenbindung8.

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Präsentation zum Thema: "Fh-pw Chemische Bindung Periodensystem - Atome - Moleküle2 Periodensystem(e) 3 Nichtmetalle - Metalloide5 Eigenschaften der Elemente6 Bindungstypen7 Ionenbindung8."—  Präsentation transkript:

1 fh-pw Chemische Bindung Periodensystem - Atome - Moleküle2 Periodensystem(e) 3 Nichtmetalle - Metalloide5 Eigenschaften der Elemente6 Bindungstypen7 Ionenbindung8 Kovalente, homöopolare Bindung10 Kovalente Bindung: Beispiele11 Beispiele: Oktett-Theorie12 Vergleich: kovalente-ionische Bindung13 Metallische Bindung14 Orbitale15 Hybridorbitale16 Molekülformen17 Ue Mol 1

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

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

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

5 fh-pw Nichtmetalle - Metalloide Ue Mol 5 Eigenschaften der Nichtmetalle: schlechte Wärme- und Stromleiter Vorkommen als Gase (Cl 2 ), Flüssigkeiten (Br 2 )und Festkörper (I 2 ) 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

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

7 fh-pw Bindungstypen Ue Mol 7 Ionenbindung (heteropolare Bindung)-1 eV eV Kovalente Bindung (homöopolare Bindung) -1 eV eV Van der Waals Bindung-0,01 eV.. -0,1 eV Wasserstoffbrückenbindungbis -0,5 eV Metallische Bindung-1eV eV BindungBindungsenergie 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!)

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

9 fh-pw Ionenbindung Ue Mol 9 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

10 fh-pw Kovalente, homöopolare Bindung Ue Mol 10 Nur eine geringe Anzahl der chemischen Verbindungen sind ionisch gebunden Gilbert N. Lewis (1916) 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. 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: H 2 -Molekül ( H-H )

11 fh-pw Kovalente Bindung: Beispiele Ue Mol 11 Stickstoff-Molekül Chlor-Molekül O 2 -Molekül 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) CO 2 -Molekül Siehe auch: Jeder Punkt stellt ein Valenzelektron dar. Elektronen, die zu zwei Atomen gehören, werden als Strich eingezeichnet.

12 fh-pw Beispiele: Oktett-Theorie Ue Mol 12 CH 4 NH 3 H2OH2O H 2 SO 4 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.

13 fh-pw Vergleich: kovalente-ionische Bindung Ue Mol 13

14 fh-pw Metallische Bindung Ue Mol 14 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

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

16 fh-pw 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: CH 4, 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 fh-pw Molekülformen Lineare Form Planare dreieckige Form Tetraeder Trigonale Bipyramiden Octaeder BeCl 2 BCl 3 CH 4 PCl 5 SF 6 Die Anzahl der Valenzelektronen bestimmt die Molekülform: (Be: 2s 2, B: 2s 2 2p 1, C: 2s 2 2p 2, P: 3s 2 3p 3, S: 3s 2 4p 4 ). 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: CO 2, O=C=O, zentrales Atom mit zwei Bindungen, daher lineare Form Ue Mol 17 Gewinkelt H2OH2O Die vorhandenen Orbitale bzw. Hybridorbitale sind mitverantworlich für die geometrische Form der Moleküle.


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