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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:

 

 

......................................................................

......................................................................

......................................................................

.....................................................................

4.1.3 Lösen von Salzen in Wasser


V1: Herstellen von Lösungen von wasserfreiem CaCl2 (alternativ NaOH), NaCl und NH4Cl in Bechergläsern und Messung der Temperatur.

Temp. [°C]

CaCl2 ( NaOH?)

NaCl

NH4Cl

Vor Zugabe Salz

     

Nach 1 min

     

Nach 5 min

     

 

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
z.B. wenn eine AgNO3-Lösung in eine KCl-Lösung geschüttet wird, entsteht AgCl als

Ausfällung. Man schreibt:

 

Die Ionen werden durch ein + voneinander getrennt, weil ..................................................

Die Hydrathülle .....................................................................................................................

Nicht alle Ionensorten in einer Lösung werden geschrieben, sondern nur die


..............................................................................................................................................

Die Ionen schreibt man mit ...................................................................................................

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

 


Reagieren zwei Nichtmetalle miteinander, können zum Erreichen des Oktettzustands keine Elektronen abgegeben werden. Wie können 2 Nichtmetalle dennoch Oktettzustand erreichen?

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!

Definition Unpolare Atombindung:

_________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________

 

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?

Kleine Moleküle

Große Moleküle

 

 

 

 

 

 

Fragen: Wie groß ist die Bindungslänge von F2 im Vergleich zu I2?
Zeichnen Sie das F2-Molekül als Kugelwolkenmodell!

 

 

Atomgitter

Diamant ist zwar eine unpolare Atombindung, hat jedoch ganz andere Eigenschaften als diese:

Härte 10 (höchster Wert auf der Mohs-Skala)
Smp. > 3500 °C
ist spröde

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)

Die Lewis-Formel zeigt die Valenzelektronen der Atome in einem Molekül, also bindende und nichtbindende Elektronenpaare.

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)

Siedetemperatur in Grad Celsius

H2

- 252,7

Cl2

- 34

N2

- 195,8

Br2

58,8

O2

- 182,9

I2

184,5

F2

- 188

P4

280,5

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.

Ursache am Beispiel Helium:

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?

Beispiel HCl

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:

Element

EN

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

Na

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

K

             

Rb

             

Cs

             

Fr

             

 

EN-Zunahme

Welche Verbindung müsste am polarsten sein?

=> .....................................................

 

4.3.2 Polare Moleküle und Eigenschaften

Verbindung

H F

H - Cl

H - Br

H - I

EN

 

     

EN-Differenz

 

     

 

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)?

1. Ursache: Die EN-Differenz von Wasser ist ..........

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.

 

Der Versuch beweist, dass ....................................................

...............................................................................................

Versuch 2: Läuft Wasser aus einer Kopf stehenden Flasche durch ein eng anliegendes Sieb?

 

Ergebnis: ...............................................................................

...............................................................................................

..........................................................................................................................................................

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?

Gute elektrische Leitfähigkeit

Wärmeleitfähigkeit

Bleibende Verformbarkeit

Hohe Schmelz- und Siedepunkte (Ausnahme: Hg und andere)

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

Bindungsart

Ionenbindung

Polare Atomb.

Unpolare Atomb.

Metallbindung

Beispiel mit korrekter

Schreibweise

       

Partneratome
(Metalle, Nichtmetalle)

       

EN-Differenz

       

Verteilung der Bindungselektronen

       

Eigenschaften

Smp./Sdp.

Härte

Verformbarkeit

Stromleitung

Zwischenmolekulare Bindekräfte