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Titel:

Chemische Bindung


  Note: 1   Klasse: 11









Arbeit: Chemische Bindung:
Ionen = geladene Teilchen (+ oder -); Bildung eines Kations (+) durch Entfernung eines e- aus der Hülle. Am leichtesten bei e- der Valenzschale (am schwächsten gebunden), die nötige Energie = Io-nisierungspotential (immer pos., weil Energie aufgenommen wird). Ionisierungspotential am höchsten bei Edelgasen, niedrig bei Al-kalimetallen, innerhalb der Gruppe von li nach re zunehmend. Al-kalimetalle geben leicht e- ab, damit sie die e--konfig. des vor ihnen stehenden Edelgases annehmen, bilden leicht positive Ionen.

Elemente der 7. Hauptgruppe (Halogene) nehmen leicht e- auf, bil-den Anionen (-) und gehen von s2p5 auf Edelgaskonfiguration s2p6 über. Die nötige Energie zur Aufnahme des Elektrons ist die E-lektronenaffinität; sie ist positiv (bei Bildung eines Anions muss Energie aufgewendet werden) oder negativ (Energie wird frei).

Metalle haben niedriges Ionisierungspotential, neigen zur Bildung von Kationen und stehen links unten. Nichtmetalle haben hohe E-lektronenaffinität und stehen rechts oben.

Ionenbindung: oder heteropolare Bindung; Ionenkristalle bilden, wenn die Summe aus Elektronenaffinität und Gitterenergie die Io-nisierungsenergie übertrifft; gut geeignet sind Elemente der lin-ken Seite des PSE (1./2. Hauptgruppe) und der rechten Seite (6./7. Hauptgruppe)

kovalente (homöopolare) Bindung: Atombindung; entsteht durch ge-meinsames Elektronenpaar, die Elektronendichte zwischen den Bin-dungspartnern ist hoch; zB zweiatomiges H-Molekül: Jedes H-Atom steuert ein e- bei, beide bekommen Edelgaskonfiguration von He.

So auch bei zwei Cl-Atomen, beide erreichen Konfig. des Ar:

Es sind auch Verbindungen versch. Atome möglich, zB H mit Cl:

Bindigkeit: Anzahl kovalenter Bindungen eines Atoms in einer Ver-bindung.

Kommen sich zwei H-Atome näher, beide mit einem e- im 1s-Orbital, verschmelzen die beiden Atomorbitale zu zwei Molekülorbitalen; eines ist bindend (Energie geringer als die der getrennten Atom-orbitale), das zweite hat eine um denselben Betrag höhere Energie und ist antibindend. Auch in Molekülen folgen die e- bei der Fül-lung der Orbitale den Regeln von Hund und Pauli.

Die Energie des H2 ist niedriger als die der getrennten H-Atome, daher ist H2 stabiler; für zwei He-Atome gäbe das keinen Sinn, da beide zwei Elektronen besitzen, und je zwei das bindende und zwei das antibindende Orbital besetzen. Der Energiegewinn im bindenden würde den Verlust im antibindenden kompensieren, daher kommt He in atomarer Form vor und H2 als zweiatomiges Molekül.

Der Raum zw. den Molekülen steht den e- zur Verfügung, ist rotati-onssymmetrisch; die Molekülorbitale bezeichnet man als s-Orbital.
Beim nichtbindenden Molekülorbital – Aufenthaltswahrscheinlich-keit der e- zw. den Atomen vermindert, ebenfalls rotationssymm., als s*-Orbital. Sigma-Bindungen gibt es nicht nur zw. s-Orbita-len, auch zw. s- und p-Orbitalen (zB HCl) oder p- und p-Orbitalen (Cl2) und auch mit d-Orbitalen.

Hybridisierung und Bindungswinkel:
Das C-Atom hat im Grundzustand die Elektronenkonfiguration 2s22px2py und hat daher zwei ungepaarte Elektronen in den p-Orbitalen. Deswegen sollte es eigentlich zweiwertig sein, es ist aber vierwertig. Dh C kann mit H vier Sigmabindungen eingehen und Methan bilden (tetraedrische Struktur, H-Atome an den Eckpunkten, C in der Mitte).

Zur Ausbildung vier gleichwertiger Bindungen und Erreichung die-ser räumlichen Anordnung muss C eine andere Elektronenkonfigura-tion einnehmen als im Grundzustand. Ein 2s-Elektron des C geht in das leere 2pz-Orbital über, die Konfiguration ändert sich also:
von [He]2s22px2py auf [He]2s2px2py2pz
Dieser Vorgang der energetischen Hebung (Promovierung) und An-gleichung des Energiezustandes wird als Hybridisierung bezeich-net.

Aus dem 2s-Orbital und den drei 2p-Orbitalen werden vier energe-tisch gleichwertige Orbitale, Hybridorbitale, gebildet. Da sie aus einem s und drei p-Orbitalen gebildet werden heißen sie auch sp3-Hybridorbitale; räumlich in die Ecken eines Tetraeders gerich-tet, im Zentrum sitzt das C-Atom. sp3-Hybridorbitale dienen auch der Erklärung der Bindungsverhältnisse in vielen kovalenten Ver-bindung.

Der Bindungswinkel beträgt zB bei Methan H-C-H 109° 28’ (exakter Tetraederwinkel); bei Ammoniak (NH3) beträgt der H-N-H Winkel 107° und im Wasser ist der H-O-H Winkel 105°. Die Abweichungen kommen daher, dass die Hybridorbitale, die nichtbindende Elektronenpaare enthalten voluminöser (ausgedehnter) sind als die bindenden, die daher zusammengedrängter sind.

Mehrfachbindungen: die Hybridorbitale liegen in einer Ebene (Win-kel von 120°). zwei der drei sp2-Hybridorbitale überlappen mit den 1s-Orbitalen der H-Atome, das dritte überlappt mit dem sp2-Hybrid-orbital des anderen C-Atoms. Die entstehenden Bindungsmolekülor-bitale sind rotationssymmetrisch (s-Orbitale).

Die beiden einsamen Elektronen in den 2pz-Orbitalen können zu ei-nem bindenden (und einem antibindenden) Molekülorbital überlap-pen, das zu der s-Bindung zwischen den C-Atomen dazukommt. Die beiden C-Atome sind durch eine Doppelbindung verbunden. Das neue bindende Molekülorbital ist nicht mehr rotationssymmetrisch (p-Bindung). Keine Rotationssymmetrie, daher keine freie Rotation um die Kernverbindungsachse.

Dreifachbindung – zB in Ethin (C2H2) – in beiden C-Atomen wird nur ein p-Orbital mit einem s-Orbital zu zwei sp-Hybridorbitalen kom-biniert, an jedem C zwei p-Orbitale übrig (können zwei bindende und zwei antibindende p-Molekülorbitale ausbilden. p-Orbitale e-nergetisch höher als s-Orbitale, Doppelbindungen sind daher weni-ger stabil als zwei Einfachbindungen, aber stabiler als eine Ein-fachbindung.

Mesomerie und polyzentrische Molekülorbitale: es können auch Mo-lekülorbitale ausgebildet werden, die mehr als zwei Atomen ange-hören = polyzentrische Molekülorb. zB Benzen (C6H6) größere Stabi-lität als Moleküle mit normalen Doppelbindungen, Benzen und seine Derivate sind aromatische Verbindungen. Die C-Atome bilden ein regelmäßiges Sechseck, die sechs H-Atome liegen in derselben Ebe-ne; C-C-H Bindungswinkel 120°; Jedes C-Atom ist sp2 hybridisiert, die sechs verbleibenden pz-Orbitale können durch Überlappung sechs polyz. Molekülorb. ausbilden, erlauben den sechs p-Elek-tronen Delokalisation über alle sechs C-Atome hinweg. Alle C-C Bindungen sind gleichwertig und nicht unterscheidbar – Mesomerie

Es gibt ringförmige (aromatische) Verbindungen und nicht ringför-mige Verbindungen mit mesomeren (stabilen) Bindungen.

Metallische Bindung: die überwiegende Zahl der Elemente sind Me-talle, undurchsichtig, metallischer Glanz, guter Leiter für Wärme und Strom, niedriges Ionisierungspotential, daher leichte Bildung positiv geladener Kationen; Metallcharakter nimmt mit steigender Periode zu; alle Übergangselemente sind Metalle. Die Bindung zwi-schen Metallatomen ist ein Sonderfall der kovalenten Bindung; die Valenzelektronen sind schwach gebunden, die Orbitale räumlich weit ausgedehnt und können mit den Valenzorbitalen anderer Me-tallatome gut überlappen. Durch Wechselwirkung aller Metallatome kommt es zur Bildung polyzentrischer Molekülorbitale, bei Über-lappung vieler zur Bildung vieler Molekülorbitale, die eine fast kontinuierliche Folge bilden von „erlaubten“ Zuständen = Lei-tungsband – Elektronen delokalisiert, können sich frei bewegen.

Wird elektrische Spannung angelegt, können sie diesem leicht fol-gen (daher gute Leiter), das gilt auch für Wärmeleitung – Elekt-ronengas.

Semipolare (koordinative) Bindung: ein Bindungspartner gibt beide bindenden Elektronen (Paar), der andere bringt ein unbesetztes Orbital; Moleküle oder Ionen die diese Bindungen enthalten, nennt man Koordinationsverbindungen/Komplexverbindungen.
zB BF3 Bortrifluorid; NH3 Ammoniak;
Koordinative Bindungen werden durch einen Pfeil gekennzeichnet, der vom e- liefernden (Donor) zum aufnehmenden Atom (Akzeptor) geht.

Der Akzeptor ist oft ein Metallkation, dessen unbesetzte Orbitale mit freien Elektronenepaaren koordinative Bindungen ausbilden können. Meist sind mehrere Donormoleküle symmetrisch um das zent-rale Metallkation angeordnet (=Ligand); zB Häm = Eisenkomplex, Chlorophyll = Mg-Komplex).

polarisierte kovalente Bindung: fast immer polar; Bindungselekt-ronen nicht völlig gleichmäßig zwischen den beiden Partnern auf-geteilt, beteiligte Atome tragen Partialladung. Einer zieht die Elektronenwolke stärker an sich (negativer Überschuß), der zweite ist daher positiver.

Die Elektronegativität ist das Bestreben eines Atoms, innerhalb eines Moleküls Elektronen an sich zu ziehen; tritt in Erscheinung wenn das Atom Bindungspartner in einem Molekül ist. höchste EN – Fluor, Sauerstoff; sie sinkt innerhalb der Hauptgruppen von rechts nach links und mit steigender Periodenzahl; hohe EN hat H, apolare und sehr stabile C-H-Bindung (org. Verbindungen). Die auftretenden Partialladungen werden durch d gekennzeichnet. zB Chlorwasserstoff (Cl ist elektronegativer):


Moleküle mit pol. kov. Bindungen sind meist Dipole (Schwerpunkt der pos. und neg. Ladungen fallen nicht in einem Punkt zusammen); Dipol charakterisiert durch Dipolmoment (Produkt aus Ladung und Ladungsabstand) – Einheit = Debye

Wassermolekül – hohes Dipolmoment (wegen gewinkeltem Aufbau); CO2 ist linear aufgebaut (C=O=C) – kein Dipolmoment.

Bindungskräfte zwischen Molekülen: auch zw. Molekülen bzw zw. Mo-lekülen und Ionen wirken Kräfte (fallen mit zunehmendem Abstand rasch ab) = alle Coulomb-Kräfte; stärkste Wechselwirkungen zw. Ionen und polaren Molekülen (Ion-Dipol-WW). Ionen in pol. Lö-sungsmittel üben (wegen ihrer Ladung) auf die LM-Dipole Kräfte aus – in der Nähe der Ionen geordnete Struktur, in der Nähe pos. Ionen orientieren sich Lösungsmitteldipole so, dass – Pol zum Ka-tion, + Pol vom Kation weg geht, analog auch in der Nähe neg. – Solvatisierung (bei Wasser Hydratisierung). Die von den Ionen stark gebundenen LM-Dipole bilden die Solvat- bzw. Hydrathülle.

Nicht in der Solvathülle organisierte LM-Dipole bewegen sich frei und stehen unter Dipol-Dipol-WW; Energie die bei Solvatation frei wird = Solvatationsenergie – muss größer sein als die Energie zur Zerstörung des Kristallgitters (Gitterenergie). Kräfte zw. Dipol-Dipol, Dipol-unpolares Molekül und zw. unpolaren Molekülen sind schwach = van der Waals-WW; Sonderfall: H-Brückenbindung (stark)

H-Brückenbindung: sind H-Atome an zB N, O oder F (hohe EN) gebun-den, können sie schwache Bindung mit anderen O-, N- und F-hälti-gen Dipolmolekülen ausbilden; Bindungsenergie gering (stärker aus D-D-Kräfte); zB Wasser (besonders Eis)
in der Biochemie – bei der Stabilisierung der dreidimensionalen Strukturen von Proteinmolekülen und bei Ausbildung der dreidimen-sionalen Struktur der Nucleinsäuren (Doppelhelix).









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