M. Kresken

Moleküle, chemische Verbindungen (Teil 1)

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Moleküle / chemische Verbindungen

• Moleküle sind

im weiten Sinn

zwei- oder mehratomige Teilchen, die durch chemische Bindungen zusammengehalten werden.

• Alle Verbindungen (Moleküle) lassen sich in die Elemente zerlegen.

• Die Zerlegung einer Verbindung in die Elemente nennt man

Analyse

, den Aufbau einer Verbindung aus den Elementen bzw. Elementkombinationen

Synthese.

• Des Wasserstoffmolekül H 2 Wasserstoff H.

enthält zweimal das Element • Des Wassermolekül H 2 O enthält zweimal das Element Wasserstoff H und einmal das Element Sauerstoff O.

• Weitere Beispiele: N 2 , O 2 , Br 2 , F 2, , I 2 , S 8 M. Kresken 2

Moleküle / chemische Verbindungen

• Beispiele für einfache Verbindungen sind auch die Alkali- und Erdalkalihalogenide: • NaF (Natriumfluorid), NaCl (Natriumchlorid), NaBr (Natriumbromid), CaCl 2 (Strontiumchlorid), BaCl 2 (Calciumchlorid), SrCl 2 (Bariumchlorid) - Solche Formeln sind

Summenformeln

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Moleküle / chemische Verbindungen

• Auskunft über die räumliche Anordnung der einzelnen Elemente in einem Molekül und die Molekülgröße gibt die

Strukturformel

bzw. das Raumgitter bei Salzen and anderen festen Stoffen.

• Beispiel Methan Summenformel: CH 4 Strukturformel: H H C H H M. Kresken 4

Moleküle / chemische Verbindungen

• Grundtypen der chemischen Bindung - Metallische Bindung - Ionenbindung - Atombindung • Die Tendenz dazu, die eine oder andere Bindung einzugehen, hängt von der Konfiguration der Valenzelektronen ab.

• Erreicht die Valenzschale eines Atoms durch die Bindung Edelgaskonfiguration (s 2 p 6 ), wie sie dem Neon, Argon oder Krypton entspricht, bzw. 1s 2 wie beim Helium, so ist die Anordnung energetisch günstig und damit stabil (Oktettregel, Edelgasregel).

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Metallische Bindung

• Vorzugsweise Atome von Elementen mit einem oder zwei Valenzelektronen können sich fest zusammenlagern, indem sich die Atome in Gittern anordnen und die Valenzelektronen soweit gelockert sind, dass sie sich zwischen den räumlich fixierten, positiv geladenen Atomrümpfen frei bewegen können. • Die Elektronen sind gleichsam ein „Elektronengas“, sie gehören zu keinem einzelnen Atom mehr, sind leicht beweglich und halten als Elektronenwolke die positiv geladenen Atomrümpfe zusammen. • Die Beweglichkeit der Elektronen sind der Grund für die besondere Leitfähigkeit der Metalle.

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Ionenbindung

• • Atome mit einer geringen Anzahl Valenzelektronen (Metalle) haben die Tendenz Elektronen abzugeben.

• Die Elektronenabgabe aus Atomen führt zu Kationen, die positiv geladen sind.

Ionisierungsenergie (Ionisierungspotential)

- Hierunter versteht man die Energie, die aufgebracht werden muss, um von einem Atom oder Ion das am schwächsten gebundene Elektron abzutrennen. - Sie nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu und innerhalb einer Hauptgruppe von oben nach unten ab.

Die Edelgase haben in einer Periode die höchste Ionisierungsenergie.

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Ionenbindung

• Atome, denen an der Edelgaskonfiguration der Valenzelektronen ein oder zwei Elektronen fehlen (Nichtmetalle) haben eine Tendenz diese aufzunehmen.

• • Die Elektronenaufnahme von Atomen führt zu Anionen.

Elektronenaffinität (EA)

- Hierunter versteht man die Energie, die mit der Elektronenaufnahme durch ein Atom oder Ion verbunden ist. - In den Perioden nimmt bei den Elementen der Gruppen 15 17 die Tendenz, dass Energie frei wird, von links nach rechts zu.

- Die Edelgase haben keine Neigung Elektronen aufzunehmen.

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F + e –

Ionenbindung

F – Fluorid-Ion 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 6 Bei diesem Vorgang wird Energie frei: EA = - 328 kj/mol O + 2e – O 2 – Oxid-Ion 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2 2s 2 2p 6 Bei diesem Vorgang muss Energie aufgewendet werden: EA = + 704 kj/mol M. Kresken 9

Elektronennegativität (EN)

• Der Begriff wurde eingeführt, um bei der Abschätzung der Tendenz zur Ionenbildung nicht auf die schwierig zu messenden Energiegrößen (Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität) angewiesen zu sein.

• Es handelt sich um eine relative Größe mit dimensionslosen Werten zwischen 0,7 und 4,0. • Hohe EN bedeutet, dass ein Atom in einer Verbindung eine starke Tendenz hat, Elektronen zu sich herüberzuziehen (F 4,0; O 3,4).

• Innerhalb einer Periode (ohne Edelgase) nimmt die EN von links nach rechts zu, innerhalb einer Hauptgruppe von oben nach unten ab.

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Elektronennegativität (EN)

• Elemente, die sich in ihrer EN stark unterscheiden, bewirken eine gegenseitige Ionisierung der Atome. Es entstehen Ionen und damit chemische Verbindungen, die man Salze nennt.

• Atome mit ähnlicher EN bilden untereinander Atombindungen aus.

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Salze

• Gibt man in ein Reaktionsgefäß metallisches Natrium und Chlorgas zusammen, so tritt eine heftige Reaktion ein.

2 Na + Cl 2 2 NaCl • Aus den Elementen entsteht eine farblose Verbindung, das Natriumchlorid (Kochsalz).

• Kochsalz besteht aus Natrium- und Chlorid-Ionen. Es ist eine Ionenverbindung.

• Bei der Reaktion der Elemente sind die Elektronen von den Natriumatomen auf die Chloratome übergegangen. Die entstandenen Ionen bilden einen festen Ionenverband (Ionengitter, Ionenkristall).

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M. Kresken

Ionenbindung (NaCl)

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Ionengitter von Lithiumfluorid

– – + – + – + + + – + – – + + – – + – + – – + + – – + + Li F – Der Zusammenhalt von Kationen und Anionen erfolgt allein durch elektrostatische Anziehungskräfte der Ionen. M. Kresken 14

Na + K + Mg 2 + Ca 2 + H + Cu 2 + Fe 2 + Fe 3 + Co 2 + NH 4 +

Formeln und Namen wichtiger Ionen

F Cl Br I OH S 2 SO 4 2 NO 3 PO 4 HCO 3 CH 3 COO M. Kresken 15

Formeln und Namen wichtiger Ionen

Na + K + Mg 2 + Ca 2 + H + Cu 2 + Fe 2 + Fe 3 + Co 2 + NH 4 + Natrium-Ion Kalium-Ion Magnesium-Ion Calcium-Ion Wasserstoff-Ion Kupfer(II)-Ion Eisen(II)-Ion Eisen(III)-Ion Cobalt(II)-Ion Ammonium-Ion F Cl Br I OH S 2 SO 4 2 NO 3 PO 4 HCO 3 CH 3 COO Fluorid Chlorid Bromid Iodid Hydroxid Sulfit Sulfat Nitrat Phosphat Hydrogencarbonat Acetat M. Kresken 16

NaCl KI CaF 2 NaHCO 3 Na 2 CO 3 MgSO 4 BaSO 4

Formeln und Namen einiger Salze

(NH 4 )SO 4 AgNO 3 NaNO 2 FeCl 3 NaH 2 PO 4 CuSO 4 CH 3 COONa M. Kresken 17

Formeln und Namen einiger Salze

NaCl KI CaF 2 NaHCO 3 Na 2 CO 3 MgSO 4 BaSO 4 Natriumchlorid Kaliumiodid Calciumfluorid Natriumhydrgencarbonat Natriumcarbonat Magnesiumsulfat Bariumsulfat (NH 4 )SO 4 AgNO 3 NaNO 2 FeCl 3 NaH 2 PO 4 CuSO 4 CH 3 COONa Ammoniumsulfat Silbernitrat Natriumnitrit Eisen(III)chlorid Natriumdihydrogenphosphat Kupfer(II)sulfat Natriumacetat M. Kresken 18