Vom Atom zum Molekül

Ionenverbindungen

Na + Cl NaCl

lebensgefährlich giftig lebensgefährlich giftig

lebensessentiell

Metall + Nichtmetall Salz

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

Das NaCl - Ionengitter

- kubische Struktur- Zusammenhalt durch elektrische Kräfte- kleine Kationen, große Anionen

NaCl ist kein Molekül!

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+

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)

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

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

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

sp2-Hybridisierung beim Sauerstoffmolekül

Atome können je nach Verbindung unterschiedliche Hybridisierungszustände einnehmen

unterschiedliche räumliche Molekülstrukturen

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.

Weitere Beispiele:

Kohlendioxid CO2

zwei Zweifachbindungen

Stickstoff N2

eine Dreifachbindung

eine Sigma, zwei Pi-Bindungen

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 ( + - )

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

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.

Wasserstoffbrückenbindungen

Die „Vernetzung“ der Wassermoleküledurch Wasserstoffbrückenbindungenerklärt die meisten der exotischenEigenschaften des Wassers

elektrostatische Anziehung von polar-kovalenten Wassermolekülen

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

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

Nächstes Mal: Wasser als wichtige chemische Grundlage für das Leben