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Vom Atom zum Molekül
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Ionenverbindungen
Na + Cl NaCl
lebensgefährlich giftig lebensgefährlich giftig
lebensessentiell
Metall + Nichtmetall Salz
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Beispiel Natriumchlorid
Elektronenkonfiguration:
11Na: 1s(2) 2s(2) 2p(6) 3s(1) 1 Elektron zu viel für Neon-Konfiguration17Cl: 1s(2) 2s(2) 2p(6) 3s(2) 3p(5) 1 Elektron zu wenig für Argon-Konfiguration
Na gibt 1 Elektron ab Na-KationCl nimmt 1 Elektron auf Cl-Anion
Zwischen beiden Ionen wirkt einebindende Coulomb-Kraft
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Das NaCl - Ionengitter
- kubische Struktur- Zusammenhalt durch elektrische Kräfte- kleine Kationen, große Anionen
NaCl ist kein Molekül!
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Grundprinzip der Ionenbindung
Metall verliert ElektronenNichtmetall gewinnt Elektronen
wollen isoelektronisch zu einem Edelgas werden
• Alkalimetalle verlieren ein Elektron (Li+)• Erdalkalimetalle verlieren 2 Elektronen (Mg2+)• Elemente der III Hauptgruppe verlieren 3 Elektronen (AL3+)
Faustregel: Ein Element gewinnt bzw. verliert nie mehr als drei Elektronen
Bemerkung: Nebengruppenelemente verlieren eine veränderliche Zahl von Elektronen
Beispiele für Nebengruppenelemente
Chrom (II) Cr2+Chrom (III) Cr3+
Eisen (III) Fe3+
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Wir basteln uns Salzformeln ...
Salz = Metall + Nichtmetall
Mg + Br Mg -> Mg2+ / Br -> Br-
Mg Br2
Al + O Al -> Al3+ / O -> O2-
Al2O3
NH4 + S NH4 -> NH4+ / S -> S2-
(NH4)2S AmmoniumsulfidPolyatomare Ionen
Eine Ionenbindung entsteht durch dieelektrische Anziehung zwischen Kationenund Anionen (Coulombsches Gesetz)
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Allgemeine Eigenschaften von Salzen
• Sind unter Normalbedingungen Feststoffe mit meist relativ hoher Schmelztemperatur• Es handelt sich um ionische Kristallstrukturen, die den Festkörper aufbauen• Viele Salze sind in Wasser löslich (Ursache Hydratation)• Die Auflösung von Salzen in Wasser kann deren pH-Wert verändern• Feste Salze sind Isolatoren, Salzschmelzen und Salzlösungen elektrische Leiter• Neigen dazu, in Lösung Elektrolyte zu bilden
Salzbildungsreaktionen
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Elektronen brüderlich teilen – die kovalente Bindung
Wasserstoffmolekül H2
Überlagerung der 1s – Orbitaleführt zu deren „Überlappung“
gemeinsames Molekülorbital Sigma-Bindung
Wasserstoff: 435 kJ/mol
In dem die beiden Wasserstoffatomejeweils ein Elektron miteinander teilen,gelangen sie in eine stabile Edelgas-konfiguration
isoelektronisch zu Helium
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Kovalente Bindungen bei biatomaren Molekülen
Das „Teilen“ von Elektronen mit dem Ziel einer vollständigen Achter-Schale(Oktettregel) kann zu Mehrfachbindungen führen:
Merksatz: Kovalente Bindungen bilden sich zwischen Nichtmetallen aus!
Beispiel: Sauerstoff: sp2-Hybridisierung
Sigma-Doppelbindung
Hybridisierung
Vermischung von Orbitalen; Addition von meist s und p-Orbitalen zu Hybridorbitalen mit neuer Geometrie
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sp2-Hybridisierung beim Sauerstoffmolekül
Atome können je nach Verbindung unterschiedliche Hybridisierungszustände einnehmen
unterschiedliche räumliche Molekülstrukturen
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Das O2-Molekül ergibt sich dann durch Überlappung von 2 sp2-hybridisierten Atomen. Dabei überlappen sich 2 sp2-Hybridorbitale zur Sigmabindung und 2 p-Orbitale seitlich zur Pi-Bindung. Dies ergibt die Doppelbindung.
Ozon
Im Ozonmolekül sind jeweils zwei Sauerstoff-Atome durch eine Sigma-Bindung miteinander verbunden und eine Pi-Bindung mit einem Elektronenpaar verteilt sich über alle drei Sauerstoffatome-Atome.
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Weitere Beispiele:
Kohlendioxid CO2
zwei Zweifachbindungen
Stickstoff N2
eine Dreifachbindung
eine Sigma, zwei Pi-Bindungen
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Polarkovalente Moleküle
Bei biatomaren Molekülen zieht jedes Atom die Bindungselektronen gleich stark an
Ladungssymmetrie (Molekül wirkt nach außen neutral)
Verbinden sich unterschiedliche Elemente kovalent, dann ist die Anziehungskraft derpositiv geladenen Atomrümpfe auf die gemeinsamen Elektronen unterschiedlich
die Moleküle verhalten sich polar (z.B. wie ein Dipol)
Als „Elektronegativität“ bezeichnet mandie Kraft, mit der ein Atomrumpf ein Elektronen-Bindungspaar anzieht
je größer die Elektronegativität, destogrößer die Fähigkeit, ein Elektronen-Bindungspaar anzuziehen
CL2 unipolare kovalente BindungHCL polarkovalente Bindung ( + - )
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Was verraten uns die Elektronegativitätsdifferenzen zwischen zwei Atomen über ihre Bindungen?
Cl – Cl |3.16 – 3.16| = 0
H – Cl |2.2 – 3.16| = 0.96
Na – Cl |0.93 – 3.16| = 2.23
Unterschied Elektronegativität
Art der erzeugten Bildung
0.0 – 0.2 unpolar kovalent
0.3 – 1.4 polar kovalent
> 1.5 IonenbindungPolar-kovalent Dipol
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Wasser als polares Molekül
Die Elektronegativität von Sauerstoff beträgt EN=3.44, die von Wasserstoff 2.2. Dadurch werden die gemeinsamen Bindungselektronen der OH-Bindungen vom Sauerstoff-Rumpf stärker angezogen. Durch diese Ladungsverschiebung besitzt das Sauerstoff-Atom einen Überschuß an negativer Ladung und ist somit partiell negativ geladen. Im Gegenzug tragen die Wasserstoff-Atome eine positive Partialladung. Das Wasser-Molekül hat daher einen positiven und einen negativen Ladungsschwerpunkt.
Da das Wasser-Molekül gewinkelt ist (H-O-H Winkel von 104.5°), fallen die Ladungsschwerpunkte nicht zusammen und das Wasser-Molekül stellt einen Dipol dar.
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Wasserstoffbrückenbindungen
Die „Vernetzung“ der Wassermoleküledurch Wasserstoffbrückenbindungenerklärt die meisten der exotischenEigenschaften des Wassers
elektrostatische Anziehung von polar-kovalenten Wassermolekülen
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In Proteinen halten Wasserstoffbrücken die wichtigen dreidimensionalen Strukturen der Moleküle aufrecht. In der DNA schließlich verbinden Wasserstoffbrücken die einzelnen Stränge zur charakteristischen Doppelhelix.
Diese Bindungsart ist somit eine notwendige Voraussetzung für fast alle Lebewesen.
Wasserstoffbrückenbindungen sind äußerst wichtig für die Biochemie
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Wassereigenschaften und Wasserstoffbrückenbindungen
Die Dipol-Struktur des Wassermoleküls macht Wasser zu einem idealenLösungsmittel für ionische Substanzen und polar-kovalente Verbindungen(z.B. Alkohole)
Wasser kann aufgrund seiner hohen Wärmekapazität große Wärmemengenabsorbieren Klima
Festes Eis hat geringere Dichte als flüssiges Wasser Gewässer können nichtvon unten zufrieren
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Nächstes Mal: Wasser als wichtige chemische Grundlage für das Leben