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4 Chemische Bindung Elemente ohne Edelgaszustand sind energetisch instabil und versuchen, diesen Zustand durch das Eingehen einer Bindung zu erreichen. Dies geschieht grundsätzlich auf drei Arten. Lesen Sie dazu im Buch S. 58 unten. Welche drei Bindungsarten entstehen dadurch? ...................................................................................................................................................... 4.1 Ionenbindung (am Beispiel von Kochsalz) Na + Cl --> Wie verhalten sich die Valenzelektronen? .................................................................................................................................................. Positiv geladene Ionen heißen ..........................., weil sie in einer Lösung zu dem negativ geladenen Pol (=Kathode) einer Spannungsquelle wandern. Negativ geladene Ionen heißen ........................... , weil sie in einer Lösung zu dem positiv geladenen Pol (=Anode) einer Spannungsquelle wandern. 4.1.1 Ionengitter Beispiel Natriumchlorid-Gitter Kochsalzkristalle sind würfel- oder quaderförmig und bilden Flächen und Kanten in einem Winkel von 90°. Die Ionen Na+ und Cl- bauen den Kristall auf.
a) Ladungsschwerpunkte der Ionen b) Raumerfüllung der Ionen Ursache für diese Anordnung des Ionengitters (= aus Ionen aufgebautes Kristallgitter): .................................................................................................................................................... .................................................................................................................................................... Die Ionenbindung wirkt gleichmäßig nach allen Seiten à jedes Natriumion ist von ..... Chloridionen umgeben und jedes Chloridion von ...... Natriumionen. Diese Zahl ....... ist die Koordinationszahl der Ionen im Kochsalzgitter. Sie gibt an, wieviel nächste Nachbarn ein Teilchen im Gitter besitzt. In anderen Salzen (= durch Ionenbindungen zusammengehaltene Stoffe) können andere Koordinationszahlen und Gitterstrukturen auftreten. Diese hängen ab von: ................................................................................................................................................. .................................................................................................................................................. 4.1.2 Ionengitter und Eigenschaften der Salze Definition: Salze sind ........................................ ........................................... (früher: Reaktionsprodukte von Säuren mit Basen) 
Die Anziehungskräfte im Ionengitter (= Kräfte zwischen geladenen Teilchen) sind umso stärker, je .................................................................................................................................. und je ......................................................................................................................................... Diese Anziehungskräfte bestimmen die Gitterenergie eines Kristalls: ..................................................................................................... ...................................................................................................................................................... Salze mit hoher Gitterenergie haben ........................... Schmelz- und Siedepunkte.
Frage: wovon hängt die Härte eines Ionengitters ab? ............................................................................. ............................................................................. Versuch: Kochsalzkristall mit leichtem (!) Hammerschlag zertrümmern, Bruchstücke mit Lupe untersuchen, ein Bruchstück abzeichnen.
Ergebnis: Verformbarkeit der Salzkristalle ............................................................................ Erklärung durch den Bau des Ionengitters: 
...................................................................... ...................................................................... ...................................................................... .....................................................................
Wie kann die Temp.änderung bei der Lösung der 3 Salze erklärt werden? (Antwort nach Theorie) Wasser ist ein gutes Lösemittel für Salze. Warum? ................................................................. .................................................................................................................................................... .................................................................................................................................................... Hydratisierung: ............................................................................................................................ Hydrathülle: ............................................................................................................................... Hydratisierungsenergie:.............................................................................................................. ................................................................................................................................................... Energieänderungen beim Lösungsvorgang Beispiel NaCl: Um Ionen aus dem Gitter zu lösen, muß die Gitterenergie (GE) aufgebracht werden. Ist die Gitterenergie etwas größer als die Hydratisierungsenergie (HE) (wie bei NaCl u. NH4Cl), so ................................................... ................................................... Ist GE < HE: ............................. Ist 
GE » HE: ............................................................................................................................... Dissoziation: ............................................................................................................................... .....................................................................................................................................................
4.1.4 Kristallwasser V2: Erwärmen von kleinen Mengen blaues Kupfersulfat im Reagenzglas:
Beobachtung: ........................................................................................................................... Erklärung: .................................................................................................................................. .....................................................................................................................................................
4.1.5 Schreibweise bei Ionenreaktionen in Lösungen a) Lösung von Salzen
b) Reaktionen mit Ionen in Lösungen Ausfällung. Man schreibt:
Übungen: Schreiben Sie die Reaktionsgleichung, wenn sich das Salz
Trikaliumphosphat in Wasser löst. Welche Reaktion erwarten Sie, wenn AgOH(aq) mit
CuCl(aq) reagiert? Nennen Sie vier Salze, die besonders hart sind. Worin liegt
die Ursache für die Härte? Warum lösen sich die Silberhalogenide schlecht? (Vergleiche
mit Kap. Halogene) Bringt man Lösungen von Barytwasser (=Bariumdihydroxid) und Magnesiumsulfat zusammen, fällt Bariumsulfat aus. (So kann man Sulfate nachweisen). Schreiben Sie die Reaktionsgleichung.
4.2 Unpolare Atombindung 
Erklärung mit dem Kugelwolkenmodell am Beispiel Wasserstoff:
Wodurch hält das Molekül zusammen? ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ Die Bindungslänge eines Moleküls ergibt sich aus:
Die Bindungslänge eines Moleküls ist daher gleich __________________________________ Sie ist für jedes Molekül eine charakteristische Größe!
Was versteht man unter Bindungsenergie? (z.B. bei Wasserstoff: 436,3 kJ/mol) _________________________________________________________________________ Je kleiner die Atome sind, desto ____________ ist die Bindungsenergie des Moleküls. Welche Eigenschaften haben unpolare Moleküle?
Fragen: Wie groß ist die
Bindungslänge von F2 im Vergleich zu I2?
Atomgitter Diamant ist zwar eine unpolare Atombindung, hat jedoch ganz andere Eigenschaften als diese:
Ursache: Diamant ist aus einem Atomgitter aufgebaut. => Kristallgitter aus lauter Atombindungen Skizze:
Alle Elektronen sind gebunden => Isolator. Sehr hohe Gitterenergie (durch kleine Atome mit kurzer Bindungslänge) à größe Härte, hoher Smp., Sprödigkeit
Weitere Beispiele: Silicium, Silikate
Lewis-Formel-Schreibweise Die Formel F - F ist eine Lewis-Formel. (Lewis: amerikanischer Chemiker)
Aufstellen der Lewis-Formel mit der Oktettregel: jedes Atom eines Moleküls muß insgesamt von 4 Elektronenpaaren umgeben sein! Übung: wie lauten die Lewis-Formeln für die Moleküle Chlor, Ammoniak und Kohlenstofftetrachlorid? Mögliche Schreibweisen von Molekülformeln (je nach Zweck) am Beispiel Wasser:
4.2.1 Doppelbindungen Beispiel Sauerstoff O2: wieviele Valenzelektronen hat ein O-Atom? Wie muss das O2-Molekül mit einer Lewis-Formel aussehen? (Oktettregel muss stimmen!)
2 gemeinsame Elektronenpaare = Doppelbindung 1 gemeinsames Elektronenpaar = Einfachbindung Übung: Lewis-Formel von Kohlendioxid?
4.2.2 Dreifachbindungen Beispiel Stickstof N2: wie viele Valenzelektronen? Lewis-Formel:
Dreifachbindungen haben eine höhere Bindungenergie und eine kürzere Bindungslänge als Zweifachbindungen (und diese größer als bei Einfachbindungen). Sie sind in der Regel auch stabiler als Zweifachbindungen (diese stabiler als Einfachbindungen). Übung: Schreiben Sie die Lewis-Formel für Ethin (Acetylen) C2H2!
4.2.3 Van-der-Waals-Kräfte (zwischenmolekulare Bindekräfte)
Wie lassen sich die unterschiedlich hohen Siedepunkte z.B. der Halogene erklären? Hinweis: die Atombindungen bleiben beim Sieden unverändert, Chlor liegt immer als Cl2 vor, egal ob flüssig oder gasförmig. a) He unpolar
b) He vorübergehend polarisiert =..................................................
Ursache für hohe Siedepunkte bei Jod und Phosphor:. ................................................ .............................................................................................................................................. 2 Einflußfaktoren gibt es nach van-der-Waals:
Stärke der van-der-Waals-Kräfte:.............................................................................................. ................................................................................................................................................... ................................................................................................................................................... ................................................................................................................................................... Durch van-der-Waals-Kräfte können Molekülgitter aufgebaut werden, z.B. bei Jod, Schwefel, Selen oder weißem Phosphor P4. Stärke der Bindungen des Molekülgitters...................................................................... ..............................................................................................................
4.3 Polare Atombindung gibt es bei Molekülen aus verschiedenen Elementen Frage: Wie wirken sich zwei ungleiche Bindungspartner auf das Molekül aus?
H + Cl ->
Auswirkung auf das bindende Elektronenpaar: ....................................................................... ................................................................................................................................................. Folge: ...................................................................................................................................... .................................................................................................................................................. ................................................................................................................................................... Moleküle mit positiver und negativer Teilladung nennt man ......................................... In einem elektrischen Feld richten sich polare Moleküle aus (positive Teilladung zum negativen Pol und umgekehrt). Aber sie wandern nicht zum negativen oder positiven Pol eines elektrischen Feldes (wie Ionen), weil ............................................................................... Frage: sind alle polaren Moleküle Dipole? Beispiel Kohlendioxid O = C = O Ergebnis: .................................................................................................................................... .....................................................................................................................................................
4.3.1 Die Elektronegativität (EN) wurde von Linus Pauling eingeführt. Pauling: „Die EN ist ein Maß dafür, wie stark ein Atom in einem Molekül Bindungselektronen an sich zieht." Frage: welche Elemente der 2. Periode ziehen Bindungselektronen besonders stark an? Weshalb? ................................................................................................................................................... Wie ändert sich die Anziehungskraft in einer Hauptgruppe, z.B. der Halogene? Warum? ..................................................................................................................................................
Werte für die EN stehen im PSE:
EN-Zunahme Welche Verbindung müsste am polarsten sein? => .....................................................
4.3.2 Polare Moleküle und Eigenschaften
Eine Atombindung ist umso polarer, je ......................................................................................
4.3.3 Wasser – ein polares Molekül mit ungewöhnlichen Eigenschaften
Weshalb hat Wasser im Vergleich zu anderen Molekülen eine
recht hohe Schmelz- und Siedetemperatur (insbesondere im Vergleich zum
ähnlich gebauten H2S)? 2. Ursache: Das Wassermolekül hat einen Bindungswinkel von ...................................., ..................................................................................... Der Bindungswinkel erklärt sich durch die gegenseitige Abstoßung der freien und bindenden Elektronenpaare im Wassermolekül (siehe links).
Fazit: Die Atombindung zwischen Wasserstoff und Sauerstoff ist ................................. Dies führt zur Ausbildung der sogenannten Wasserstoffbrückenbindung: ................................................................................................................................................... .................................................................................................................................................... Die Wasserstoffbrücken sind sogenannte zwischenmolekulare Bindekräfte Sie sind ................... als Van-der-Waals-Kräfte, aber
.................................. als Atombindungen. Weshalb ist die Siedetemperatur von H2S so viel niedriger? ......................................................................................................................................................... Beim Aufbau vieler Naturstoffe spielen Wasserstoffbrücken eine immense Rolle: ..................................................................................................................................................... .....................................................................................................................................................
Versuch 1: Ablenkung eines Wasserstrahls mit elektrostatisch aufgeladenem Luftballon.
Versuch 2: Läuft Wasser aus einer Kopf stehenden Flasche durch ein eng anliegendes Sieb?
.......................................................................................................................................................... Versuch 3: Wie benetzt Wasser eine unpolare (Wachs) und eine polare (Glas) Oberfläche?
Als starker Dipol hat Wasser eine .......................... Kohäsionskraft (= Anziehungskraft der Moleküle innerhalb eines Stoffes) und gegenüber unpolaren Stoffen (Wachs) eine ................. Adhäsionskraft (= Anziehung zwischen Molekülen verschiedener Stoffe). Folge: unpolare Stoffe wie Wachs werden ...................... benetzt, ............................................
Weshalb ist Wasser ein hervorragendes Lösungsmittel für polare Stoffe? (Salze, Säuren, Alkohol, Zucker, ...) Skizze gelöste Ionen:
......................................................................................................................................................... (Schon die Alchemisten im Mittelalter sagten: „Gleiches ist in Gleichem löslich") Abb.: Moleküle im Eiskristall 
Weshalb hat Eis eine hohe Härte (so hart wie Beton)? ....................................................................................... ....................................................................................... Weshalb hat Eis eine geringere Dichte als flüssiges Wasser? (Die größte Dichte von Wasser liegt bei 4°C) .............................................................................................. Folgen der geringeren Dichte von Eis gegenüber Wasser: ...................................................................................................................................................... ...................................................................................................................................................... Schluss: Nicht jede Verbindung mit Dipolmomenten muss zu einem Dipolmolekül werden! Lesen Sie Seite 62 oben im Chemiebuch.
4.4 Metallbindung ¾ aller Elemente sind Metalle; alle Metalle außer Hg sind fest Woher kommen die typischen Eigenschaften der Metalle?
Erklärung durch das Modell eines Metallgitters mit delokalisierten Elektronen (Drude und Lorentz Anfang des Jahrhunderts):
Die Metalle haben ................................Valenzelektronen, ......................... Elektronegativität und eine geringe Ionisierungsenergie (geben Valenzelektronen ..................ab) ...................................................................................................... .............................................................................................................................................. Erläutern Sie nun, woher die gute Leitfähigkeit von Metallen kommt (Elektrizität bewegt sich in Metallen nahezu mit Lichtgeschwindigkeit fort). ..................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................... Woher kommt die gute Wärmeleitfähigkeit? ..................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................... Weshalb sind Metalle bleibend verformbar? ..................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................... Härtung von Metallen (z.B. Stahl) durch Störung des durchgehenden Aufenthaltsraums der Valenzelektronen durch Einbau von C-Atomen Legierungen sind Mischungen versch. Metalle, um andere Eigenschaften zu erhalten. Voraussetzung: die Gittertypen müssen ähnlich gebaut sein. Beispiele: Messing (Cu mit Zn), Bronze (Cu mit Sn) V: Schmelzen von Woodschem Metall evtl. im Wasserbad (Smp. 72-80°C)
4.5 Zusammenfassung Chemische Bindung – Übergänge zwischen den Bindungsarten
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