Kapitel 15: Die Atombindung (Elektronenpaarbindung)

 

 

Strukturmodell von Diamant

 

 

Einleitung: Vom Atom zur Ionenbindung zur Atombindung

Bisher kennst Du zwei Arten von Reinstoffen in der Chemie: Atome (Elemente) und Verbindungen daraus. Du weißt mittlerweile, dass viele Verbindungen aus Ionen bestehen, welche durch unterschiedliche Ladungen zusammengehalten werden. Diese Art der Bindung haben wir Ionenbindung genannt.

Aber nicht alle Stoffe sind Salze und bestehen aus Ionen. Es gibt z.B. keine gasförmigen Ionen! Wie sind z.B. die Moleküle SO₂, CO und CO₂ aufgebaut? Auch Wasser besteht nur zu einem sehr geringen Anteil aus Ionen.

In diesem Kapitel lernst Du eine weitere Form der Verbindung kennen und mehr über die Zusammenhänge zwischen den beiden „(Ver-)Bindungsarten“.

 

 

Welche Arten von Stoffen gibt es in der Chemie?

Grob gesagt gibt es zwei Arten von Stoffen: Elemente und Verbindungen

 

1. Elemente:

• Sie sind ungeladene Teilchen.

• Sie stehen im Periodensystem der Elemente.

• Elemente stehen als Formel alleine, ohne weitere Buchstaben: z.B. Fe, S, N₂, H₂, Cl₂

• Bei den Elementen O₂, H₂, N₂ und allen Elementen der 7. Hauptgruppe (also F₂, Cl₂, Br₂, I₂) ist es nun so, dass eine weitere Besonderheit dazu kommt: als Element (!) kommen sie nicht allein, sondern immer im Doppelpack. Man nennt sie deshalb auch Elementmoleküle.

• Elemente haben die Wertigkeit / (=Oxidationszahl) 0

 

2. Verbindungen:

• Verbindungen bestehen immer aus mehreren Elementen. Beispiele sind: NaCl, CO₂, HCl, H₂SO₄

• Verbindungen entstehen durch Vereinigungen.
  So bilden die Elemente Chlor und Natrium durch Vereinigung das Salz Natriumchlorid
  (Cl₂ + 2Na --> 2NaCl)

Es gibt im Großen und Ganzen zwei Typen von Verbindungen: Ionenverbindungen (welche Du ja schon aus dem Kapitel Ionen & Salze kennst) und Atomverbindungen (diese lernst Du in diesem Kapitel kennen).

 

2.1 Ionenverbindungen (auch ionogene Verbindungen genannt)

• Alle enthaltenen Teilchen sind positiv oder negativ geladen.

• Sie halten im festen Zustand durch ihre Ladungen zusammen.

• Im festen Zustand liegen sie demzufolge als Kristalle vor.

• Man kann sie schmelzen und viele von ihnen auch in Wasser auflösen. In beiden Fällen leiten die Ionen dann den elektrischen Strom.

• Ionen kommen niemals alleine vor. Sie brauchen immer einen anders geladenen Partner.

• Beispiele: in NaCl sind die Ionen Na⁺ und Cl^– enthalten.

• Es gibt eine weitere Unterteilung, und zwar nach Stoffgruppen. Die bekanntesten sind Salze (bestehen immer aus positiven Metallionen und negativen Säurerestionen) und Säuren und Laugen.

• Typische Beispiele sind: NaCl, KCl, KOH usw.

 

2.2 Verbindungen mit Atombindungen (auch Moleküle genannt)

• Die Verbindung entsteht nicht durch Ladungen, sondern durch gemeinsame Nutzung von Elektronen.

• Atombindungen kommen vor allem bei Nichtmetallen vor. Typische Beispiele sind CO₂, SO₃, NO₂

• Alles Weitere erfährst Du auf den folgenden Seiten :-)

Eine Übung dazu findest Du auf den letzten Seiten: „Wiederholung: Stoffe, Teilchen der Chemie“!

 

Übersicht über die Verbindungen und Elemente

	Salze und ionogene Stoffe	Metalle	Moleküle	Kohlenstoffver­bindungen
Mechanische Eigenschaften	hart und spröde	duktil	weich, oft spröde	oft sehr hart
Schmelz und Siedepunkte	hohe Smp / Sdp.	hohe Sdp.	niedige Smp. / Sdp.	sehr hohe Smp
Elektrische Eigenschaften	leitend	leitend	nichtleitend	meist nichtleitend Graphit leitet.
Löslichkeit	polar	unlöslich	oft unpolar	oft unpolar
Bindungstyp	Ionenbindung	metallische Bindung	Atombindung	Atombindung
Beispiele	NaCl, MgO	Metalle	N2, H2O, S8	Ether, Wachs

 

Zusatzinformationen:
https://de.wikipedia.org/wiki/Korund

https://de.wikipedia.org/wiki/Quarz

 

 

Die Atombindung: Bindungsverhältnisse bei Wasserstoff & Kohlenstoff

1) Wasserstoff

Ionen gibt es nur in Kristallen oder gelöst in Wasser. Daraus folgt, dass beispielsweise Wasserstoff (H₂) also kein Ion sein kann, da es gasförmig ist.

Viele Elemente vereinigen sich untereinander mit einer anderen Methode (als der Ionenbindung), der Atombindung.

Zum Erstellen einer Atombindung bestimmt man die Anzahl an Außenelektronen (=Valenzelektronen) und bestimmt die Anzahl der zum Erreichen der vollbesetzten Außenelektronenhülle notwendigen Elektronen. (=Edelgaskonfiguration)

Im Falle des Wasserstoffs liegt ein Valenzelektron vor, d.h. jedem Wasserstoffatom fehlt ein Elektron zum Erreichen der Edelgaskonfiguration. Dieses bekommt das jeweilige Atom vom Partner. Auch der Partner benötigt ein Elektron, also wird ihm das eigene e^- zur Verfügung gestellt. Es liegt also eine gemeinsame Nutzung von Elektronen vor. Jedes Atom hat nun beide Elektronen für eine gewisse Zeit. Damit dies aber klappt, müssen beide Atome beieinander „bleiben“. Sie sind also miteinander verbunden!

 

Zur Verdeutlichung wird eine Schnittmenge der Elektronenwolken gezeichnet, in die diese „Bindungselektronen“ aufgenommen werden:

 

=> H • • H

=> H – H

 

Im Überschneidungsbereich gehören die Elektronen beiden Atomen. Das gemeinsame e^-Paar bezeichnet man als Bindungselektronenpaar.

Diese Art der Verbindung von Atomen bezeichnet man als Atombindung. Sie wird auch als Elektronenpaarbindung bezeichnet. Eine Formel in dieser Schreibweise nennt man Valenzstrichformel oder Lewisformel.

 

Die äußeren Elektronenwolken (=Atomorbitale) tauchen ineinander ein und bilden einen gemeinsamen Bereich (~Molekülorbital¹). Damit gehört das Valenzelektronenpaar beiden Atomen in gleicher Weise (sie teilen es sich, wie zwei Kinder, die gemeinsam ein Spielzeug benutzen) und sie erhalten somit beide Edelgaskonfiguration.

Gilbert N. Lewis (1875 - 1946) stellte 1916 seine Theorie zur Elektronenpaarbindung auf:

Atome sind in Molekülen durch gemeinsame Elektronen verbunden (=Atombindung, Elektronenpaarbindung).
Bei der Bildung einer solchen Bindung wird Bildungsenergie frei (sie entspricht der Dissoziationsenergie).

 

Man muss nun aber immer beachten, dass ein Atom in seiner Außenschale in der Regel nur so viele Elektronen aufnimmt, wie sein nächsthöheres Edelgas. Außer Wasserstoff (nimmt nur max. 2 Elektronen in die äußere Hülle) haben die meisten anderen Elemente ihre Edelgaskonfiguration mit 8 Außenelektronen erreicht. Diese Regel wird deswegen oft auch als Oktettregel bezeichnet.

=> In Molekülen besitzt in sehr vielen Fällen jedes Atom Edelgaskonfiguration. Die Aufnahme weiterer Elektronen zum Zwecke weiterer Bindungen ist oft nicht möglich! Später wirst Du lernen, dass einige Elemente aber durchaus mehr als acht Außenelektronen haben dürfen.

 

2) Bindungsverhältnisse bei anderen Elementmolekülen

a) Bindungsverhältnisse bei Sauerstoff:

 

Zum Erreichen der Edelgaskonfiguration fehlen dem Sauerstoffatom 2e^-

=> jedes Sauerstoffatom stellt 2 Bindungselektronen zur Verfügung

=> Zweifachbindung (auch Dopperlbindung genannt)

 

b) Bindungsverhältnisse bei Stickstoff

Es fehlen zum Erreichen der Edelgaskonfiguration 3 e^–.

=> jedes Stickstoffatom stellt 3 Bindungselektronen zur Verfügung.

=> es liegt eine 3fach Bindung zwischen den Atomen vor, von denen jedes je ein freies Elektronenpaar hat.

 

c) Bindungsverhältnisse bei Chlor

Es liegt eine Einfachbindung vor. Jedes Chloratom hat drei freie Elektronenpaare

 

 

3) Bindung von zwei verschiedenen Atomen

a) Bindungsverhältnisse bei Chlorwasserstoff

HCl

Es liegt eine Einfachbindung zwischen den beiden Chloratomen vor. Das Chloratom hat drei freie Elektronenpaare.

 

 

b) Bindungsverhältnisse bei Methan (CH₄)

Im Methan sind nun sogar fünf Atome miteinander verbunden. Wie kann das funktionieren, so damit jedes Atom Edelgaskonfiguration erreicht?

 

C hat 4 Valenzelektronen

H hat 1 Valenzelektronen (beachte: es sind 4 Wasserstoffatome!)

H hat 1 Valenzelektronen

H hat 1 Valenzelektronen

H hat 1 Valenzelektronen
-------------------------------
=> CH₄ hat 8 Valenzelektronen => 4 Elektronenpaare

 

Kohlenstoff erreicht also eine vollbesetzte Schale durch Aufnahme von je einem Elektron des Wasserstoffes:

 

Beachte: 2e^– entsprechen jeweils einem Strich!
Regel: Vom Kohlenstoffatom gehen in der Regel 4 Elektronenpaarbindungen ab.
Meistens ist Kohlenstoff dabei mit Kohlenstoff oder mit Wasserstoff verknüpft.
Aber auch Sauerstoff, Schwefel und Stickstoff (u.a.) sind möglich.

 

Das oberste Prinzip für jede chemische Bindung ist die Edelgaskonfiguration.
Dabei gilt die Oktettregel: Kein Atom der 1. Periode darf mehr als 2 und kein Atom der 2. Periode darf mehr als 8 Valenzelektronen besitzen.

Ab der dritten Periode ist eine Überschreitung des Oktetts möglich!

 

Aufgaben zu den Bindungsverhältnissen (Atombindung)

1. Bilde die Atombindung für die folgenden Moleküle: O₂, F₂, N₂, Cl₂, HCl, H₂O, CO₂

2. Verfahre ebenso bei: HCl, CH₄, NH₃, H₂O

3. Zeichne folgende Kohlenwasserstoffketten: C₂H_6, C₆H_{14 ,} C₂H_{4 ,} CH₄, C₆H₁₂, C₆H₆

4. Was versteht man unter einer Elektronenwolke (=Orbital)?

5. Wie kann ein Element Edelgaskonfiguration erreichen?

6. Sind Moleküle energieärmer oder -reicher als die enthaltenden Elemente?

7. Welche Aussagen trifft die Valenzstrichformel?

8. Nenne Elemente, die als Molekül vorkommen.

9. Kann man auch für Ionen Valenzstrichformeln zeichnen? Probiere es: Cl^–, S^2–

10. Eine Frage zum Nachdenken: Warum vermutest Du, kommen in der Natur nicht Moleküle in allen denkbaren Kombinationen von Atomen vor. Also mit anderen Worten: warum gibt es z.B. CO, CO₂ aber nicht CO₃, sondern nur (CO₃)^2–?

 

Kurzzusammenfassung „Atombindung“

Eine Möglichkeit für Elemente die Edelgaskonfiguration zu erreichen, ist die Atombindung!

Wasserstoffgas (H₂)

 

Kurzschreibweise H : H

H - H

(für 2 Valenzelektronen kann ein Strich gezeichnet werden)

 

Welche zwei Fragen müssen sich Schüler stellen, um eine Atombindung zu zeichnen?

- Wie viele Valenzelektronen hat das einzelne Element?

- Wie viele e^– braucht es noch zum Erreichen der Edelgaskonfiguration?

 

 

Exakte Regeln zum Erstellen von Valenzstrichformeln (=Lewisformeln)

Die bisherigen Regeln sind ein guter Einstieg. Für komplexe Moleküle brauchen wir noch etwas präzisere Regeln. Zum Verständnis wird erst einmal ein besonders leichtes Beispiel gewählt:

 

Beispiel: Wie sieht die Valenzstrichformel von Methan (CH₄) aus?

 

1. Schritt: Bestimmen der Gesamtanzahl an Elektronenpaaren:

C hat 4 Ve^– => 4 e^–
H hat 1 Ve^– => 4Atome · 1Ve^– = 4 e^–

=> Summe: 8 e^– => 4 Elektronenpaare (= 4 e^–Paare)

 

2. Schritt: Die Atome werden so angeordnet, dass jedes Atom die Edelgaskonfiguration hat (sofern es möglich ist). I

Oktettregel beachten: Kein Atom der 1. Periode darf mehr als 2 und kein Atom der 2. Periode darf mehr als 8 Valenzelektronen besitzen! Elemente der 3. Periode dürfen 18 Valenzelektronen haben!

 

3. Schritt: Bestimmung eventuell auftretender Formalladungen

Zur Bestimmung eventuell auftretender Formalladungen zählt man die Ve^–, welche das jeweilige Atom direkt „berühren“ (also alle Elektronen der freien e^–-Paare und jeweils eines pro Bindungselektronenpaar) und vergleicht diese Zahl mit der ursprünglichen (aus der Stellung im PSE) aus dem ersten Schritt. Aus der Differenz ergibt sich die Ladung.

Ist diese Zahl geringer, so ist das Atom positiv geladen (da ja e^– fehlen), ist sie höher, so ist das Atom negativ geladen (es sind ja „zu viele“ e^– vorhanden).

 

4. Schritt: Überlegen, ob eine Oktettüberschreitung zum Vermeiden von Formalladungen möglich ist

Ab der dritten Periode ist Oktettüberschreitung möglich. Phosphor (P), Chlor (Cl) und Schwefel (S) dürfen also mehr als vier Bindungen haben, Sauerstoff, Fluor und Stickstoff aber NIE!
Aber beachte auch: In einem Molekül dürfen von einem Atom nie mehr als zwei Doppelbindungen abgehen!

 

Hinweise und Tipps:

• Unbedingt die Schrittreihenfolge einhalten!

• Das numerisch seltenste Element steht oft im Zentrum. H ist niemals im Zentrum, da es nur eine Bindung eingehen kann.

• In Säuren sind die Wasserstoffatome (H) immer an Sauerstoffatome (O) gebunden.

• Treten in einem Molekül Formalladungen auf, so ist das ein Indiz dafür, dass es instabil sein könnte. Verschiedene Formalladungen in einem Molekül sind beim Erstellen also möglichst zu vermeiden!

• Sauerstoff kommt korrekt gezeichnet meist folgendermaßen vor:

  

  Andere Formen sind sehr selten und zu vermeiden.
  (v.a. ist diese Form –O⁺= immer zu vermeiden! Sie kommt als „Oxoniumion“ nur sehr selten vor (z.B. in Ozon (O₃)).
  

  
  Oxonium

• Sauerstoff ist nur in echten Peroxiden an Sauerstoff gebunden (also fast nie!). Dies ist in der Regel schon am Namen erkennbar: z.B. Wasserstoffperoxid: H – O – O – H)

• Reagieren Metall und Nichtmetall miteinander, liegt oft eine ionogene Verbindung vor und somit keine Atombindung! Dann zeichnet man die Bindung immer nur über die Ladungen: Na⁺Cl^–

 

Aufgaben:

1) Stelle die Valenzstrichformel für folgende Moleküle auf: I₂, CO, SO₃, H₂O₂, PF₃, SiH₄

2) Zeichne die Valenzstrichformeln

a) folgender Säuren: HNO₃, H₂CO₃, H₂SO₄, H₃PO₄ und ihre Säurereste: NO₃^–, CO₃^2–, SO₄^2–, PO₄^3–.

b) folgender Molekülionen: CN^–, NH₄⁺

c) folgender Stickstoffverbindungen: NO, NO₂, NO₃, N₂O, N₂O₂, N₂O₄, N₂O₅

d) folgender organischer Verbindungen: C₂H₄, C₂H₂, C₆H₁₂O₆, C₄H₁₀, C₄H₈, C₄H₄

 

zu c) Vorsicht: bei einigen Verbindungen sind freie einzelne e^- vorhanden (=Radikale)

 

Beispiel: Bestimme die Valenzstrichformel von Schwefelsäure (H₂SO₄):

1. Schritt: Bestimmen der Gesamtanzahl an Elektronenpaaren:

H = 1Ve^–
H = 1Ve^–
S = 6Ve^–
O = 6Ve^–
O = 6Ve^–
O = 6Ve^–
O = 6Ve^{–
-----------------}
Summe: 32 Ve^– => 16 e^–Paare

 

2. Schritt: Die Atome werden so angeordnet, dass jedes Atom die Edelgaskonfiguration hat

3. Schritt: Bestimmung eventuell auftretender Formalladungen

 4. Schritt: Überlegen, ob eine Oktettüberschreitung zum Vermeiden von Formalladungen möglich ist

 

Aufgaben zum Üben von Valenzstrichformeln (Leweisformeln)

1. Erkläre in eigenen Worten kurz, wie das Periodensystem aufgebaut ist. Welche Beziehung liegt

zwischen der Position eines Elementes und seiner Anzahl an Valenzelektronen vor?

2. Was versteht man unter einer Atombindung?

3. Zeichne die Valenzstrichformeln von: SO₃, (ClO₄)^–, HCN (Blausäure), (NO₂)^-, (CH₃)₃PO, (CH₃)₃NO

4. Zeichne die Valenzstrichformeln von:

C₂H₂:                              (CN)^–:

 

C₂H₄:                               (CO₃)^2–:

 

C₂H₆:                               (HCO₃)^–:

 

CO₂:                                 (NH₄)⁺:

 

CO:                                   (C₂)^2–:

 

CCl₄:                                 (NO₃)^-:

 

O₃ (Ozon):                        (HCO₃)^–:

 

MgCl₂:

 

5. Von den beiden Moleküle CF₆ und SF₆ kommt nur eines vor. Das andere scheint ein Tippfehler zu sein. Erkläre warum.

6. a) Chlor und Chloroxide können mit Wasser recht aggressive Säuren bilden. In der Schule kommen sie selten zum Einsatz, aber im gechlorten Schwimmbädern kann man sie in verdünnter Form finden. Erstelle ihre Lewisformeln: (Tipp: eine Oktettüberschreitung ist möglich!)

HClO : Hypochlorige Säure

HClO₂ : Chlorige Säure

HClO₃ : Chlorsäure

HClO₄ : Peroxochlorsäure

 

b) Wieso ist der Name „Peroxochlorsäure“ für die letzte Verbindung im Grunde falsch gewählt?

 

8. a) Erstelle die richtigen Valenzstrichformeln dieser (Dir zum Teil schon bekannten) Säurereste:

H₂CO₃   --->   H⁺ + (HCO₃)^–    --->     2H⁺ + (CO₃)^2–

Kohlensäure Hydrogencarbonat                     Carbonat

 

H₃PO₄    --->    H⁺ + (H₂PO₄)^–    --->   2H⁺ + (HPO₄)^2–    --->   3H⁺ + (PO₄)^3–

Phosphorsäure Dihydrogenphosphat    Hydrogenphosphat                   Phosphat

 

b) Formuliere mit Deinen Worten: Welche Beziehung besteht zwischen der Position der abgegebenen Wasserstoffe und den Ladungen der Säurereste?

 

Elektronenpaarabstoßungstheorie: Der räumliche Bau von Molekülen

Du hast in den bisherigen Kapiteln gelernt, dass

• Elektronenpaare sich (aufgrund ihres Aufbaus aus negativ geladenen Elektronen) voneinander abstoßen

• Atomkerne sich (aufgrund ihres Aufbaus aus positiv geladenen Protonen) ebenfalls voneinander abstoßen

Mit diesem Vorwissen können wir etwas neues, den räumlichen Bau von Molekülen, ableiten:

Eine Verbindung, die Du schon kennst, ist das Methan (CH₄). An seinem symmetrischen Aufbau soll der räumliche, also dreidimensionale, Aufbau von Molekülen verdeutlicht werden:

Von einem zentralen Kohlenstoffatom gehen 4 Atombindungen ab. Da sich die Elektronenwolken untereinander abstoßen (und im Übrigen auch die Atomkerne), „versuchen“ die Atomkerne einen möglichst großen Abstand voneinander zu bekommen.

Versuche es einmal selbst, indem Du vier Farbstifte zu Hand nimmst und versuchst ihren Spitzen einen möglichst großen Abstand zu geben. Wählst Du eine platte, zweidimensionale Form, so kommt ein Quadrat heraus. Der Winkel zwischen den Bindungselektronenpaaren beträgt nur 90°. Geht noch mehr?

Wenn Du eine dreidimensionale Form wählst, so erhältst Du einen Tetraeder. Der Winkel ist schwerer zu bestimmen, wenn man kein Modell hat. Der Winkel im Tetraeder beträgt 109,5°

 

räumlicher Bau von Methan, CH₄
Bindungswinkel im Tetradeder: 109,5°

 

Dies ist die räumliche Anordnung, wie sie bei sehr vielen Molekülen, welche 4 Bindungspartner haben vorliegt, ermöglicht den größtmöglichen Abstand zwischen den Bindungspartnern.

Zusatzinformationen

https://de.wikipedia.org/wiki/Tetraeder

 

Vom CH₄ zum HF - das VSEPR-Modell

Es soll ein Vergleich der 4 folgenden Verbindungen erfolgen. Bei allen sind 4 e^–-Paare an das zentrale Atom gebunden. Nicht jedes Elektronenpaar ist jedoch ein bindendes.

Nichtbindende e^–-Paare sind ebenso wie bindende e^–-Paare räumlich gerichtet und stoßen sich ab.

Valenzstrichformeln von CH_4, NH_3, H₂O, HF

Bindungswinkel nimmt ab.
Grund: Stärkere Abstoßung der nichtbindenden e^–-Paare!

Tatsächliche Formen:  Tetraeder, trigonale Pyramide, V-Form (gewinkelt),  linear

Bindungswinkel: 109,5° 106,8° 104,5°

 

=> Man sollte zur Darstellung von dreidimensionalen Inhalten auf Papier immer die Projektionsform mit größtem Informationsgehalt wählen.

 

Aufgaben

1. Bestimme die räumliche Anordnung für NH₄⁺ , HCl , PF₃ , CsCl , H₂S, HClO, HClO₂, HClO₄

2. Zum Nachdenken: gibt es Bindungen, die nicht gerichtet sind?
   
   

Exakte Regeln zum Ermitteln der räumlichen Gestalt von Molekülen:

1. Die Zahl der Valenzelektronenpaare (= nichtbindend + bindend) bestimmen.

2. Beachte: Negative Ladungen stoßen sich ab => Die Elektronenpaare haben einen größtmöglichen Abstand. Die Molekülgestalt ist eine Konsequenz dieser Abstoßung.

3. Es werden alle Valenzelektronen berücksichtigt (bindende und nicht bindende (= freie))! Das heißt freie e^–-Paare werden genauso wie bindende e^–-Paare als räumlich gerichtet und lokalisiert betrachtet.

4. Die Valenzelektronenpaare stoßen sich maximal voneinander ab. Es ergibt sich die Anordnung der Valenzelektronenpaare.

5. Freie e^–-Paare beanspruchen mehr Platz als (lokalisierte) bindende e^–-Paare.

6. Mehrfachbindungen werden wie Einfachbindungen betrachtet.

7. Zur Betrachtung der tatsächlichen räumlicher Anordnung werden die nichtbindenden e^–-Paare außer acht gelassen und nur die gebundenen Atome betrachtet.

 

Eine Aufgabe zum Nachdenken:

Im Tetraeder liegt ein Bindungswinkel von genau 109,5° vor. Den folgenden Verbindungen liegt ein Tetraeder zugrunde. Folgende Winkel wurden gemessen:

CH₄ : 109,5^°
NH₃ : 106,8^°
H₂O : 104,5°

 

Wieso werden die Bindungswinkel kleiner?

Freie Elektronenpaare beanspruchen mehr Platz als bindende (lokalisierte) Elektronenpaare.
=> Die Winkel werden also zusammengedrückt. Beispiel mit dicken und dünnen Stiften.

 

 

Aufgaben zur Bestimmung von Strukturformeln (Lewisformeln)

1. Zeichne die Valenzstrichformeln mit allen freien Elektronenpaaren. Bestimme dann den räumlichen Bau der Moleküle und zeichne ihn hinter die angegebene Summenformel:

HClO (Hypochlorige Säure):

HClO₂ (Chlorige Säure):

HClO₃ (Chlorsäure): 

HClO₄ (Perchlorsäure):

 

2. Bestimme jeweils den Säurerest und seine Valenzstrichformel nach dem folgenden Schema:

 

Säurerest von HClO₄

(ClO₄)^– (Perchlorat):

 

Merke: bei Säuren steht das namensgebende Element in der Mitte des Moleküls. Bei Schwefelsäure (H₂SO₄) ist dies der Schwefel, bei Kohlensäure (H₂CO₃) ist es der Kohlenstoff usw.

 

Pauling-Skala der Elektronegativität (EN)

Der deutsche Chemiker Linus Pauling erstellte 1932 eine empirische (gemessene Definition der Elektronegativität. Sie beruht nicht auf Messwerten oder Modellberechnungen. Allerdings existiert keine wirklich eindeutige Methode zur Messung der EN.

Die Elektronegativität ist eine relative Maßzahl, für die Fähigkeit
der Atomkerne Bindungselektronen anzuziehen

Je höher der Unterschied in der Elektronegativität der gebundenen Elemente, desto polarer ist die Bindung. Diese Polarität kann leicht durch Subtraktion der Elektronegativitäten der beiden an einer chemischen Bindung beteiligten Elemente berechnet werden:

Wasserstoff: EN=2,2
Chlor: EN=3,2

H – Cl => ΔEN = 3,2-2,2 = 1,0 => polare Atombindung

 

Atome mit hoher Elektronegativität sind also elektronegativ, Atome mit einer geringen EN, wie hier der Wasserstoff, sind elektropositiv.

Pauling legte fest, dass das Element Fluor die höchste Elektronegativität hat. Er legte sie mit dem Zahlenwert 4,0 fest. Die Elektronegativität hat keine physikalische Einheit. Die niedrigste Elektronegativität hat Francium mit 0,7. Edelgase haben keine Elektronegativität, da sie keine Bindungen eingehen! Alle anderen Elemente ordnete er Werte zwischen 0,7 und 4 zu. Leicht merken kann man sich die Elektronegativität der Elemente der 2. Periode. Vom F (4.0) ausgehend, nimmt die EN von Element zu Element immer um den Wert 0,5 ab.

 

Lithium	Beryllium	Bor	Kohlenstoff	Stickstoff	Sauerstoff	Fluor
1,0	1,5	2,0	2,5	3,0	3,5	4,0

 

Merke: Die Anziehungskraft eines Atomkerns (also die Elektronegativität) ist im PSE in der rechten oberen Ecke (F) am höchsten und nimmt nach links sowie nach unten hin ab.

Die Elektronegativität ist abhängig von

• der Anzahl an Protonen im Atomkerns
  Je mehr (positive) Protonen, desto stärker werden die negativen Elektronen angezogen.
  => die Elektronegativität steigt innerhalb einer Periode von links nach rechts an)

• Je größer die Entfernung der Elektronen vom Atomkern, desto geringer wird die EN. Das heißt, je mehr Elektronenwolken den Atomkern umgeben, desto geringer ist dessen Wirkung auf die Bindungselektronen (welche sich ja ganz außen befinden)
  => die Elektronegativität sinkt innerhalb einer Haupt- oder Nebengruppe von oben nach unten ab

Zusatzinformationen:

https://de.wikipedia.org/wiki/Pauling

https://de.wikipedia.org/wiki/Elektronegativität

 

Zusammenfassung der beiden Bindungsarten

Vergleiche mal eine Ionenbindung mit einer Atombindung

a) Ionen entstehen durch Aufnahme bzw. Abgabe von Elektronen, sodass eine vollbesetzte Außenelektronenwolke vorliegt. Es liegen also verschieden geladene Ionen vor. Ungleiche Ladungen ziehen sich an und halt die Ionen so zusammen:

z.B.: NaCl: Na gibt ein Elektron ab  Na⁺

Cl nimmt ein Elektron auf  Cl^– => in Verbindung: Na⁺Cl^–

 

Die Ionenbindung ist typisch für Salze im festen Zustand. Der Verband vieler Ionen in einem solchen festen Kristall wird als Ionengitter bezeichnet.

b) Bei einer Atombindung hingegen teilen sich Atome gemeinsame (Bindungs-)Elektronen, sodass jedes Atom, zumindest zeitweise, eine vollbesetzte Außenelektronenwolke hat.

 

z.B.: Cl₂ : 2 Chloratome teilen sich zwei Elektronen gleichmäßig.

 

 

Die Ionenbindung und die Atombindung sind die zwei Extremformen der chemischen Bindung - dazwischen gibt es Mischformen, welche teilweise Atombindung und teilweise Ionenbindung sind. Man nennt dies polare Atombindung.

 

Zwischen Atom- und Ionenbindung: Die polare Atombindung und die Elektronegativität

Nun geht es weiter und es wird leider auch noch etwas komplizierter. Messungen haben ergeben, dass wenn zwei verschiedene Atome miteinander verbunden sind, dann sind die Elektronen nicht immer genau in der Mitte zwischen beiden Atomen anzufinden. In der Regel zieht einer der beiden Partner stärker an den Elektronen.

z.B.: HCl: Im Chlorwasserstoffmolekül beansprucht das Cl -Atom das bindende Elektron stärker für sich. Die Bindung ist polar.

H – Cl (Cl zieht stärker an den Elektronen => H ◄ Cl)

In diesem Fall zieht das Chloratom die Elektronen stärker zu sich. Diese ungleiche Verteilung führt dazu, dass das Chloratom minimal negativer als das Wasserstoffatom wird. Dies kann mit einem besonderen Zeichen, dem Zeichen der Partialladung, gekennzeichnet werden. (δ-/δ+)

Die Ursache ist die höhere Elektronegativität des Chloratoms im Vergleich zum Wasserstoffatom. Man sagt, Chlor ist elektronegativer als Wasserstoff.

 

Die Elektronegativität ist ein (relatives) Maß für das „Bestreben“ eines Atoms, in einem Molekül die Bindungselektronen an sich zu ziehen.
Atome mit hoher Elektronegativität bezeichnet man auch als elektronegativ.
Sie kann daher als Anhaltspunkt für die Polarität einer Atombindung genommen werden.

 Es gilt: Je höher der Unterschied in der Elektronegativität der gebundenen Elemente zueinander, desto polarer ist die Atombindung. Ab einer Differenz von ΔEN > 1,7 ist die Atombindung so polar, dass die Elektronen die Atome nicht mehr verbinden können. Sie wechseln den Partner. Es liegt also eine Ionenbindung vor.

 Atombindungen zwischen zwei ungleichen Elementen sind immer „gerichtet“.
Ionenbindungen sind es nicht! (d.h. deren Ladungen zeigen in alle Richtungen).

 

Zusatzinformationen:

• https://de.wikipedia.org/wiki/Chemische_Bindung
• https://de.wikipedia.org/wiki/Elektronegativität
• https://de.wikipedia.org/wiki/Polare_Atombindung

 

Zusammenfassung: Die polare Atombindung und ihre Auswirkungen

Elemente unterscheiden sich in ihrer Elektronegativität (EN)

Die Elektronegativität ist ein (relatives) Maß für die Fähigkeit der Atomkerne Bindungselektronen anzuziehen. Sie wird vor allem durch zwei Faktoren, die Kernladung (Anzahl an Protonen) und die Größe des Atoms, bestimmt. Beide Faktoren sind gegenläufig. Je größer die Kernladung ist und je kleiner der Atom­durchmesser ist, desto elektronegativer ist es. Per Definition nach Linus Pauling hat Fluor dabei den Wert 4.0, Lithium hat den Wert 1.0.

Je elektronegativer ein Atom ist, desto stärker zieht der Atomkern eines Atoms
in einer Verbindung die Bindungselektronen an.

 

Bsp. 1: Chlor

Modellvorstellung zur Überlappung von Elektronenwolken (Elektronenhüllen) bei Cl₂, Chlor

 

Im Chlormolekül liegen zwei gleiche Atome vor. Sie haben beide die gleiche Kernladung und die gleiche Größe.
=> sie haben dieselbe Elektronegativität.

=> die Bindungselektronen sind völlig gerecht zwischen den Atomen verteilt.

=> die Atombindung ist apolar
(oder kovalent)

Ein Vergleich zur Anschauung: Zwei gleich kräftige Menschen geben sich die Hand, die Hände sind genau in der Mitte zwischen den beiden.

Bsp. 2: Chlorwaserstoff

Modellvorstellung zur Überlappung von Elektronenwolken (Elektronenhüllen) bei HCl, Chlorwasserstoff

Im Chlorwasserstoffmolekül liegen zwei unter­schiedliche Atome vor.

Wasserstoff hat eine geringe Kernladung und ist ein kleines Atom => geringe Elektronegativität (2,2)

Das Chloratom hat eine höhere Kernladung als Wasserstoff und ist auch größer => höhere Elektronegativität (3.2)

 

Da Chlor das elektronegativere Atom ist, zieht es die Bindungselektronen etwas näher zu sich.

=> Die Bindungselektronen sind ungleichmäßig verteilt.

=> die Atombindung ist polar.

Auch hier der Vergleich: Zwei Menschen geben sich die Hand, einer ist deutlich kräftiger (elektronegativer) und zieht beide Hände weiter zu sich heran. Der zweite, schwächere muss den Arm ausstrecken.
Aus polaren Atombindungen (d.h. ungleicher Verteilung von Elektronen) resultiert, dass eines der beiden Atome geringfügig negativer (und das zweite geringfügig positiver) ist.
Dieser Unterschied wird durch die Partialladung gekennzeichnet: δ- (bzw. das zweite δ+).

 

Zusammenfassung polare Atombindung:

• In polaren Atombindungen tragen die beteiligten Atome infolge ihrer ungleichen Elektronen­verteilung Teilladungen.

• Ursache sind unterschiedlichen Elektronegativitäten zwischen den beiden Bindungspartnern.

• Das Atom mit der größeren Elektronegativität zieht die bindenden Elektronen stärker zu sich heran als das Atom mit dem kleineren Elektronegativitätswert.

• Teilladungen sind viel schwächer als Ionenladungen!

• Unpolare Atombindungen kommen nur zustande, wenn sich zwei Atome gleicher Elektronegativität miteinander verbinden.

• Die polare Atombindung stellt einen Übergang von der reinen Atombindung zur Ionenbindung dar.

Eine unpolare Atombindung liegt bei einer Elektronegativitätsdifferenz ΔEN = 0 vor².
Eine polare Atombindung liegt bei einer Elektronegativitätsdifferenz ΔEN = 0,1 - 1,7 vor³.
Eine Ionenbindung liegt bei einer Elektronegativitätsdifferenz ΔEN > 1,7 vor.

 

Aufgaben

1. Bestimme in folgenden Molekülen den jeweiligen Bindungstyp: H₂, HBr, CaCl₂,CH₄, CaO

2. Begründe, ob Wasser eine ionogene Verbindung ist.

3. Kannst Du anhand der Bindungsstärke der Bindung vom Zentralatom zum Wasserstoff entscheiden, welche der folgenden Verbindungen die stärkste Säure ist? Erstelle eine Rangreihenfolge: H₂O, HI, HF, HBr (Tipp: Bedenke die saure Wirkung beruht auf freien H⁺ - Ionen). Damit diese Protonen frei sind, müssen sie abgegeben werden.

 

Wasser - ein Dipol-Molekül

Für einen Versuch werden zwei Flüssigkeiten entlang einer elektrostatisch aufgeladenen Folie getropft:

V: Tetrachlorkohlenstoff (CCl₄) und Wasser lässt man aus je einer Bürette an einem geladenen Stab bzw. einer geladenen Folie vorbeilaufen.

 
Vergleich der elektrostatischen Anziehung bei Tetrachlorkohlenstoff und Wasser (Bürette mit CCl₄ und Bürette mit H₂O)

 

B: Der Wasserstrahl wird vom Stab angezogen und somit abgelenkt, der CCl₄-Strahl bleibt unbeeinflusst.

S: Die Folie, bzw. der Stab ist mit Elektronen geladen⁴.

Wasser, als polare Substanz, wird sowohl von positiven als auch von negativen Ladungen angezogen. Entgegengesetzte Ladungen ziehen sich an, d.h. es muss in Wasser eine Ladung vorhanden sein.

Das Wassermolekül besitzt offensichtlich einen positiven und einen negativen Pol. Es ist ein Dipol-Molekül.

Solche schwachen Ladungen werden auch als Partialladungen bezeichnet

 

Die Wasserdipole kehren dem geladenen Stab die Seite zu, die eine entgegengesetzte Teilladung besitzt.

 

Zusatzinformationen

• Partialladungen: https://de.wikipedia.org/wiki/Partialladung

• Tetrachlorkohlenstoff ist eine apolare, bei Raumtemperatur flüssige Verbindung, die früher in Fleckenwasser verwendet wurde. Sie ist leberschädigend und gehört zu den krebserzeugenden Stoffen. Siehe auch https://de.wikipedia.org/wiki/Tetrachlormethan

Aufgaben

• Erkläre mit Deinen Worten, was ein Dipol ist.

 

Dipolmoleküle

Ungeladene Moleküle können winzige, relativ schwache Ladungen aufweisen.

Diese Ladungen müssen sich aber immer gegenseitig aufheben, da das Molekül nach „außen“ ungeladen ist. Man spricht von sogenannten Dipolmolekülen.

Ursache sind unterschiedliche Elektronegativitäten zwischen den Atomen des Moleküls. Sie ist somit für die Ausbildung von sogenannte Dipolen verantwortlich.

Dipole lassen sich durch Versuche wie mit der Folie messen. Einfacher ist es aber, sich die Valenzstrichformel sowie die räumliche Struktur anzuschauen. So lassen sich leicht Dipole bestimmen.

 

Bestimmung von eventuell auftretenden Dipolen in Molekülen:

1. Als erstes bestimmt man den räumlichen Bau des Moleküls.

2. Dann bestimmt man mithilfe der Elektronegativität eventuell auftretende Partialladungen und kennzeichnet sie mit δ- und δ+.

3. Man trägt zwischen den Partialladungen die Vektoren auf und schaut, ob evtl. mehr als zwei Ladungspole auftauchen. In diesem Fall muss man mithilfe eines Parallelogramms eine Vektoraddition durchführen und den „Ersatzvektor“ bestimmen.

 

Liegen in einer Verbindung verschiedene Partialladungen vor, kann man durch eine Vektoraddition bestimmen, ob die sogenannten „Ladungsschwerpunkte“ zusammenfallen.

Kurz gesagt: Dipole sind Moleküle, die einen Ladungsvektor aufweisen.

 

Voraussetzungen für einen Dipol:

1. Vorhandensein polarer Atombindungen.

2. Die Addition der verschiedenen Ladungsvektoren darf nicht Null ergeben.

 

Zusatzinformationen

https://de.wikipedia.org/wiki/Dipol-Molekül

 

Zwei Beispiele für Dipole zur Veranschaulichung:

 

 

CO₂ - trotz unterschiedlicher Elektronegativitäten kein Dipolmolekül

 
Kohlenstoffdioxid hat trotz Elektronegativitätsdifferenz keinen Dipol

 

Es liegen verschiedene Partialladungen vor, man könnte also vermuten, ein Dipolmolekül vor sich zu haben. Es kann allerdings kein Ersatzvektor gebildet werden, da die Ausgangsvektoren auf einer 180° Linie liegen.

=> CO₂ ist unpolar

 

 

 

H₂O - ein Dipolmolekül

 

 

Ein polares Molekül liegt vor, wenn bei der Vektoraddition ein Ersatzvektor (siehe violetter Pfeil) gebildet werden kann. Hier liegen zwei getrennte Pole vor (δ- und δ+ => Dipol), wie die Vektoraddition zeigt:
=> H₂O ist polar

 

Zusatzinformationen

Dipol: https://de.wikipedia.org/wiki/Dipol

Dipol-Dipol-Kräfte: https://de.wikipedia.org/wiki/Dipol-Dipol-Kräfte

 

Aufgaben

1. Wie verhält sich die Polarität der Bindung in der Reihe HF - HCl - HBr - HI?

2. Entscheide, ob folgende Moleküle Dipole sind: HF, CO₂, CO₃^2-, CH₄

3. Bestimme die vollständigen Valenzstrichformeln sowie Geometrie (Raumgestalt) der folgenden Moleküle bzw. Molekülionen: XeF₂, XeF₄, XeF₆, XeO₆^4-, OSF₄, BrF₃, IF₅, IF₆^–, H₂O, NH₃, NH₄⁺, NH₂^–

    

Zusammenfassung: Neun Schritte zum Erkennen von Ladungen

1. Valenzelektronen zählen und Anzahl an Bindungen ausrechnen.
          ↓
2. Valenzstrichformel aufstellen, sodass jedes Atom Edelgaskonfiguration hat.
          ↓
3. Evtl. vorhandene Formalladungen bestimmen.
          ↓
Formalladungen vorhanden?
          |         ↓
          |        Ja => Wenn die Formmalladungen nicht in einem Punkt zusammenfallen, liegt ein Dipol vor.
          ↓

       Nein 
           ↓
4. Räumlichen Bau bestimmen
          ↓
5. Elektronegativität (EN) bestimmen.
          ↓
6. Partialladungen einzeichnen (δ- /δ+)
          ↓
7. ΔEN bestimmen => ΔEN > 1,7 Es liegt eine Ionenbindung vor.
          ↓
ΔEN = 0,2 - 1,7  => Es liegt eine polare Atombindung vor.
          ↓
8. Alle gleichsinnigen Partialladungen addieren (z.B. durch Vektoraddition).
          ↓
9. Schauen, ob die verschiedenen Partialladungen (δ- /δ+) in einem Punkt zusammenfallen.
          ↓

Ja: Das Molekül ist trotz polarer Atombindungen unpolar.

Nein: Wenn die Partialladungen nicht in einem Punkt zusammenfallen, liegt ein Dipol vor.

 

Kräfte zwischen Molekülen

1. Dipol-Dipol-Kräfte

Nachdem Du jetzt die Dipole als schwache Ladungen innerhalb von Molekülen kennengelernt hast, kannst Du Dir sicherlich vorstellen, dass durch sie Kräfte zwischen Molekülen (z.B. Anziehung und Abstoßung) wirken.

Es gibt noch andere, noch schwächere Ladungsverteilungen, welche sehr schwache Anziehung/ Abstoßung zwischen Molekülen auslösen können.

Aufmerksam wurde man auf sie durch unvorhergesehene Schmelz- und Siedetemperaturen⁵:

Üblicherweise lassen die Siedetemperaturen zunächst einen Zusammenhang mit der Molekülmasse erkennen. Trotzdem hat CO₂ mit einer mehr als doppelt so hohen Molekülmasse wie H₂O einen Siedepunkt von -78°C. Er müsste eigentlich über dem von Wasser liegen (100°C)!

 

Offensichtlich herrschen zwischen den polaren Molekülen des Wassers Dipol-Dipol-Wechselwirkungen. Die Moleküle werden so stärker zusammengehalten. Es muss also demzufolge mehr Energie aufgebracht werden, diesen „Zusammenhalt“ zu spalten, damit die Moleküle in die Gasphase übertreten können.

=> Liegen Dipol-Dipol-Wechselwirkungen vor, so erhöhen sich Schmelz- und Siedepunkt.

Dipolmoleküle bilden lockere Verbände, sogenannte Molekülaggregate. Die Anziehungskräfte zwischen Dipolen sind geringer als die zwischen Ionen und wirken nur über kurze Entfernungen.

 

Aufgaben

1. Formuliere mit Deinen Worten den Zusammenhang zwischen Schmelz- bzw. Siedepunkt eines Moleküls und den zwischenmolekularen Anziehungskräften (=Wechselwirkungen).

2. a) Wo liegt der stärkere Dipol vor: H₂S oder H₂O?
   b) Wie kannst Du Deine Feststellung beweisen?

 

Zusatzinformationen:

https://de.wikipedia.org/wiki/Dipol-Dipol-Kräfte

 

 

2. Wasserstoffbrückenbindungen (=WBBs)

Zwischen den freien Elektronenpaaren der Elemente Stickstoff, Sauerstoff oder Fluor (N, O, F) und den stark positivierten Wasserstoffen eines anderen Moleküls kommt es zu besonderen Wechselwirkungen, die über die Dipol-Dipol-Kräfte hinausgehen. Aufgrund der Tatsache, dass immer ein Wasserstoff vorhanden sein muss, nennt man diese Anziehungskräfte „ Wasserstoffbrückenbindungen“. Es bildet sich ein Raumnetz:

 

 

 

Zur Spaltung einer WBB ist eine viel geringere Energie nötig, als zur Spaltung einer Atombindung (nur 5%).

Die Kräfte zwischen Molekülen der Wasserstoffverbindungen von Stickstoff, Sauerstoff und Fluor bezeichnet man als Wasserstoffbrückenbindungen. Aus den WBBs ergeben sich einige typische Eigenschaften des Wassers, wie z.B. deren vergleichsweise hoher Schmelz- und Siedepunkt.

 

Zusatzinformationen

https://de.wikipedia.org/wiki/Wasserstoffbrückenbindung

 

3. Van der Waalskräfte (VdW-Kräfte)

Die Ladungen einer Atombindung in Molekülen sind wegen der Bewegung der Elektronen nicht in jedem Moment symmetrisch verteilt. Dadurch entstehen momentane, kurzzeitige Dipole, die allerdings nur sehr schwach sind und auch schnell wieder verschwinden, bzw. sich verschieben.

 

Man findet sie bei allen Molekülen mit Atombindungen, allerdings haben sie nur bei apolaren Molekülen eine nennenswerte Wirkung. Die Ursache liegt darin, dass andere Wechselwirkungen, wie Dipol-Dipolkräfte oder Wasserstoffbrückenbindungen einfach viel stärker sind. (Vergleiche: WBBs sind permanente Dipole⁶ und somit dauerhaft vorhanden).

Zwischen unpolaren Molekülen wirken schwache Van der Waals-(Anziehungs)-Kräfte.
Sie sind entdeckt und benannt nach Johannes Diderik van der Waals (1837-1923).

 

Die Stärke der VdW-Kräfte hängt ab von:

• Anzahl der Elektronen im Atom. Je mehr e^– vorhanden sind, desto stärker kann die asymmetrische Verteilung sein, desto stärker sind folglich die Dipole.

• Zahl der Atome im Molekül (je höher die Molekülmasse, desto stärker die VdW-Kräfte).

• Zahl der Berührungsstellen zwischen zwei (oder mehr) Molekülen.

Zusatzinformationen

https://de.wikipedia.org/wiki/Van-der-Waals-Bindung

https://de.wikipedia.org/wiki/Johannes_Diderik_van_der_Waals

 

Abstufung der verschiedenen Bindungsenergien zwischen Atomen

 

Van der Waals-Kräfte < Dipol-Dipol-Kräfte < WBB (< Ionenbindung < Atombindung)

Zunahme der Bindungsenergie

-------------------------------------------------------->

Zunahme der Bindungsstärke

 

 

 

Bedenke:

• Ionenbindung und Atombindung sind Bindungskräfte zwischen Atomen innerhalb eines Moleküls, die anderen sind Wechselwirkungen zwischen Molekülen!

• Je stärker die Bindung zwischen Atomen oder Molekülen ist, desto mehr Energie wird benötigt, diese Bindung wieder aufzuspalten => desto höher liegen Schmelz- und Siedepunkte

• Bei der Bildung einer Bindung ist es genau umgekehrt. Der entsprechende Energiebetrag wird bei der Bindungsbildung frei.

Aufgaben:

1. Zeichne die Wasserstoffbrückenbindungen zwischen verschiedenen H - F Molekülen (NH₃ Molekülen)

 

 

Zusatzinformationen:

Chemische Bindungen im Vergleich: https://de.wikipedia.org/wiki/Chemische_Bindung

 

Zusatzinformationen zur „Anomalie des Wassers“

Die Frage, warum Eis auf Wasser schwimmt, ist nicht ganz so einfach zu beantworten:

Alle Stoffe verdichten sich beim Abkühlen und gehen als Feststoff in der Flüssigkeit unter. Das heißt, ihre Dichte nimmt zu. Beim Wasser ist die nicht so. Wird es fest, nimmt seine Dichte wieder ab, sodass es auf Wasser schwimmt.

Zur Erklärung: Wasser ist eine Verbindung vom Typ H₂X (X = Elemente der 6. Hauptgruppe) und ist bei Raumtemperatur flüssig, da besonders starke Anziehungen zwischen den Molekülen herrschen. Kühlt man nun das Wasser weiter ab, so bilden die Wassermoleküle regelmäßige, sechseckige Muster mit relativ hohem Abstand. Im flüssigen Zustand, also z.B. beim Auftauen wird diese Struktur zerstört und die H₂O-Moleküle lagern sich wieder dichter zusammen.

 

 

Wdh. Klasse 8: Einfluss der Wechselwirkungen auf Schmelz- und Siedepunkt

Alle Stoffe bestehen aus Atomen oder Molekülen. Diese werden in diesem Modell als Kugeln dargestellt. Atome und Moleküle zittern ständig (=Brown’sche Molekularbewegung). Die Intensität ist dabei von der molaren Masse des Teilchens und von der Temperatur abhängig.

Was passiert denn nun eigentlich mit den Teilchen (hier im Beispiel Wassermoleküle), wenn sie erwärmt?

Modellvorstellung zum Aggregatzustandwechsel

 

• Atome im Verbund (Feststoff, hier: Eiskristall)
• Atome frei beweglich (Flüssigkeit und Gas)
• Im Gas benötigen die Atome sehr viel Platz.

Je heißer es ist, desto stärker bewegen sich die Teilchen

Wird der Schmelzpunkt (=Smp) überschritten, lösen sich die Teilchen vom Eisblock ab, weil sie sich zu stark bewegen. Der Feststoff schmilzt. Bei weiterer Erwärmung benötigen die Teilchen immer mehr Platz, bis sie schließlich am Siedepunkt (=Sdp) in die Gasphase übergehen (dort ist noch genügend Platz vorhanden).

 

Bezug zur 10. Klasse

Bedenke: Je stärker die Wechselwirkungen zwischen den Teilchen nun sind, weil sie sich zum Beispiel durch starke Dipolkräfte gegenseitig anziehen, desto weniger leicht sind sie zum Schwingen zu bewegen! Um diesen Stoff dann doch noch zu schmelzen, benötigt man mehr Energie (z.B. Wärme) => der Schmelz- und Siedepunkt ist höher!

=> starke Wechselwirkungen führen zu erhöhten Schmelz- und Siedepunkten

 

Den gleichen Einfluss hat die molare Masse (M) von Molekülen. Je höher sie ist, also je schwerer ein Molekül ist, desto weniger zittert es und desto mehr Energie muss man zufügen, um es zum Schmelzen bzw. zum Sieden zu bringen.

=> Moleküle mit hohen molaren Massen⁷ haben höhere Schmelz- und Siedepunkte

 

Zusatzinformationen:

https://de.wikipedia.org/wiki/Schmelzpunkt

https://de.wikipedia.org/wiki/Siedepunkt

 

Bestimmung (und Vorhersage) der chemischen Eigenschaften eines Moleküls (Dipole)

Jetzt kommt die Königsdisziplin! ;-) Wenn Du alle vorgehenden Kapitel verstanden hast, bist Du nun in der Lage, ausgehend von einer unbekannten chemischen Substanz, die Valenzstrichformel aufzustellen, den räumlichen Bau zu bestimmen und chemische Eigenschaften dieser Verbindung vorherzusagen, ohne dass Du die Verbindung kennst!

 

Hier die Zusammenfassung aller notwendigen Schritte:

1. Elektronegativität der Bindungspartner bestimmen. Dann bestimmen der Elektronegativitätsdifferenz (ΔEN). Liegt eine Atombindung vor, kann man ein Valenz- /Lewisstrichformel zeichnen
   (Ansonsten liegt eine Ionenbindung vor! Dort gelten andere Regeln).

2. Valenzelektronenanzahl bestimmen und Valenzstrichformel zeichnen.

3. Elektronegativitätsdifferenzen aller Atome bestimmen und Teil-/ Partialladungen verteilen den „Ort der höheren Aufenthaltswahrscheinlichkeit“ sowie Teil-/ Partialladungen (mit δ-/δ+) kennzeichnen.

4. Mithilfe der Elektronenpaarabstoßungstheorie die räumliche Gestalt bestimmen. Dabei sollten die Elektronenpaare immer einen größtmöglichen Abstand einnehmen.
   Beispiel: Hat ein Atom zwei Bindungspartner, so liegen sie sich genau gegenüber, da so der Abstand größer ist, als wenn sie gewinkelt wären.

 

Zum Vergleich:

 
10cm maximaler Abstand zwischen den Elektronenpaaren zwischen den Spitzen!

 

    Hat ein Atom vier Bindungspartner, so haben sie in einer tetraedischen Anordnung den größten Abstand voneinander.

5. Treten verschiedene Teil-/ Partialladungen auf und fallen diese nicht in einem Punkt zusammen, liegt ein Dipolmolekül vor. (Dipol = zwei Pole).
   Liegen die auftretenden Partialladungen hingegen auf einem Punkt, so heben sie sich gegenseitig auf => kein Dipolmolekül.

6. Dipolmoleküle haben andere Eigenschaften als apolare Moleküle. So sind sie z.B. in der Regel wasserlöslich.

7. Wenn Van-Der-Waals, bzw. Wasserstoffbrückenbindungen vorliegen, hat die Verbindung einen zu ähnlichen Verbindungen höheren Schmelz- und Siedepunkt.

8. Wie ist die molare Masse? Schwere Verbindungen haben höhere Schmelz- und Siedepunkte.

 

Aufgaben

1. Bestimme die Bindungsart der folgenden Verbindungen. Bei welchen liegt ein Dipol vor? Kannst Du weitere Vorhersagen treffen? CCl₄; H₂O; HCl; CO₂; MgI₂; IF₆; CBr₄; HBr; H₂S; AlCl₃

 

Übung zur Anwendung: Vergleich von CCl₄ und CH₄

Vergleiche Tetrachlorkohlenstoff (CCl₄) und Methan (CH₄) hinsichtlich ihrer Eigenschaften (ohne gleich nachzuschlagen, okay? ;-) ).

Erstelle dann eine Tabelle, in denen Du folgende Punkte gegenüberstellst:

 

	CCl4	CH4
Elektronegativitätsdifferenzen
Art der Bindung
Raumstruktur
Dipolmolekül (Ja/ Nein)
WBBs
Van der Waalskräfte? (stark/ schwach)
Molare Masse
Smp./ Sdp. (geschätzt)
Löslichkeit in Wasser?
Löslichkeit in Benzin?
Tatsächliche Smp./ Sdp.

 

Zum Schluss schlage nach, welche Schmelz- und Siedepunkte tatsächlich vorliegen:

CCl₄: https://de.wikipedia.org/wiki/Tetrachlormethan

CH₄ : https://de.wikipedia.org/wiki/Methan

 

 

Wiederholung: Stoffe, Teilchen & Definitionen der Chemie

1. Definiere die folgenden Begriffe und nenne je ein Beispiel: Molekül, Ion, Ionenbindung, Salz, Element, unpolare Atombindung, polare Atombindung und Edelgaskonfiguration.

2. Definiere die folgenden Begriffe und nenne je ein Beispiel: Formalladung, Ionenladung, Partialladung, Dipol.

3. Schreibe die unten abgedruckten Namen mit ihrer korrekten Formel in die jeweils passenden Kreise:

 

 

Natronlauge, Schwefelsäure, Natriumchlorid, Calciumfluorid, Methan, Kohlenstoffdioxid, Wasser, Wasserstoff, Chlorwasserstoff, Calciumcarbonat (=Kalk), Calciumsulfat (=Gips), Eisen, Kupfer, Fluorwasserstoff, Zink, Zinn, Ammoniak, Ammonium, Nitrat, Carbonat, Phosphat, Natrium, Nitrit, Chlorat, Sulfid, Kalium, Magnesium, Chlorid, Magnesiumchlorid, Kalilauge, Kalkwasser, Fluorid, 5 Metallionen nach eigener Wahl, 5 Nichtmetallionen nach eigener Wahl.

 

Wiederholungsfragen zum Thema „Atombindung und Valenzstrichformeln“

1. Was ist eine Atombindung und wie unterscheidet sie sich von der Ionenbindung?

2. Bei welchen Verbindungen kommen Atombindungen vor?

3. Erkläre den Zusammenhang zwischen Atombindung und Edelgaskonfiguration

4. Was ist Elektronegativität?

5. Gibt es Mischformen der Bindungen? Erkläre mit Deinen Worten und einer Zeichnung.

6. Beschreibe die Atombindung der Verbindungen Cl-Cl, H-Cl.

7. Wie kommen Zweifachbindungen zustande?

8. Was versteht man unter einer Elektronenwolke (=Orbital)?

9. Nenne zwei Wege, auf denen ein Element Edelgaskonfiguration erreichen kann.

10. Erkläre mit eigenen Worten, warum die Elektronenpaare eines Atoms immer einen größtmöglichen Abstand voneinander haben.

11. Wie kommt man mit diesem Wissen zum räumlichen Bau eines Moleküls? Erkläre mit Deinen Worten.

12. Zeichne die Valenzstrichformel von CH₄, NH₃, und H₂O und beschreibe die Molekülgestalt.

13. Warum kann man einen Wasserstrahl aus einer Bürette mit einer elektrisch aufgeladenen Folie ablenken, den CCl₄ - Strahl hingegen nicht? Begründe mithilfe von Zeichnungen.

14. Nenne die Elektronegativitätsgrenzen, mit deren Hilfe die verschiedenen Bindungstypen unterschieden werden.

15. Welcher Bindungstyp liegt jeweils in folgenden Molekülen vor: O₂, HF, LiCl, SO₂, CaF₂?

16. Das Gas mit der Formel HCl wird oft (fälschlicherweise) mit Salzsäure, statt mit Chlorwasserstoff übersetzt. Begründe anhand der Bindungsart, warum der zweite Name besser ist? (Tipp: Bedenke, die saure Wirkung beruht auf freien H⁺ - Ionen).

17. Was sind Dipol-Dipol-Kräfte?

18. Erkläre, warum Wasser ein Dipolmolekül ist. Welche Regeln hast Du angewendet?

19. Nenne und beschreibe die verschiedenen Kräfte, die zwischen Molekülen herrschen (geordnet nach ihrer Stärke).

20. Bestimme die vollständigen Valenzstrichformeln sowie Geometrie (Raumgestalt) der folgenden Moleküle bzw. Molekülionen: XeF₂, XeF₄, XeF₆, XeO₆^4-, OSF₄, BrF₃, IF₅, IF₆^–, H₂O, NH₃, NH₄⁺, NH₂^–

21. Welcher Zusammenhang besteht zwischen intermolekularen⁸ Kräften und Schmelz- und Siedepunkten?

22. Wie kann man Vorhersagen zu den chemischen und physikalischen Eigenschaften von Molekülen treffen?

23. Erkläre die Begriffe hydrophil, hydrophob, lipophil, lipophob und Lösungsmittel.

24. a) Vergleiche die Verbindungen O₂ und CO in so ausführlich wie möglich.
    b) Bei einer CO-Vergiftung wird den Betroffenen ca. 1 Stunde reiner Sauerstoff zum Einatmen gegeben. Erkläre die Auswirkungen einer CO-Aufnahme durch die Lunge und warum reiner Sauerstoff als Gegenmaßnahme oft hilft.
    c) bei starken CO-Vergiftungen erstickt der Betroffene, obwohl er durch die Lunge ein und ausatmet. Erkläre die Hintergründe (https://de.wikipedia.org/wiki/Kohlenstoffmonooxid#Toxizität)

25. Definiere die folgenden Begriffe und nenne je ein Beispiel: Molekül, Ion, Ionenbindung, Salz, Element, unpolare Atombindung, polare Atombindung und Edelgaskonfiguration.

26. Definiere die folgenden Begriffe und nenne je ein Beispiel: Formalladung, Ionenladung, Partialladung, Dipol.

27. Überlege genau und entwickle eine Hypothese: Wie kann bei Salpetersäure aus der negativen Formalladung eine negative Ionenladung werden?

 

 

Fußnoten: