Molekulare Stoffe · Chemie lernen

(=Stoffe, die aus Molekülen (=ungeladene Teilchen aus mind. 2 Atomen) aufgebaut sind.)

1. Bindungen

Bsp.: H₂, O₂, N₂, CO, CO₂, C₆H₁₂O₆

→ Bindung zwischen Nichtmetallen

Ein-Atom-Bindung:
H + H → H₂ ΔH << 0 Bindungsenthalpie
H₂ → H + H ΔH >> 0 Dissotiationsenthalpie

Die H-Atome in Molekül werden von starken Bindungskräften zusammen gehalten → stabiler, energiearmer Zustand.

Molekülbildung

Die beiden Atome durchdringen sich mit ihren Elektronenwolken. Die beiden e- halten sich bevorzugt im Bereich zwischen den beiden Atomkernen auf.

⇒ Anziehung auf die beiden positiv geladenen Atomkerne.

⇒ Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares. Die Bindung zwischen den Atomen in Molekülen erfolgt durch gemeinsame Elektronenpaare. Sie wird Elektronenpaarbindung bzw. Atombindung bzw. kovalänte Bindung genannt.

2. Die Valenzstrichformel

Beispiel:

Valenzelektronen

Valenzstrichschreibweise:

Valenzstrichschreibweise

Angabe aller Valenz-e^- als Punkt (ungepaarte) oder Strich (e^--Paare)

3. Die Bindigkeit

Beispiel: H₂ Wasserstoffatome sind immer einbindig.

Bindigkeit

Bindigkeit: Zahl der Elektronenpaare, die ein Atom mit anderen Atomen teilt.
Bindigkeit: Bedarf des Nicht-Metall-Atoms an zusätzlichen e^- um e^--Oktett zu erreichen.

4. Mehrfachbindungen

Beispiel:

Mehrfachbindung

	Fluor (Einfachbindung)	N (Dreifachbindung)
Bindungslänge (in pm)	142	110
Bindungsenthalpie (in kJ / mol)	-157	-949

5. Aufstellen von Valenzstrichformeln für Verbindungen

Elektronenmangelverbindung

ClF₃ - Chlortrifluorid

ClF-3

Oktettregel nicht erfüllt!

SO₄^2-

Überschreitung der Oktettregel für Elemente ab der 3. Periode möglich

6. Räumliche Gestalt von Molekülen

Bsp.: CO₂	und H₂O

Elektronenpaar-Abstoßungs-Modell (VSEIR-Modell):

Regel 1: Die Elektronenpaare ordnen sich aufgrund ihrer Abstoßung möglichst weit voneinander Entfernt an.

CO₂		linear
BF₃		Trigonal-planar (gleichseitiges Dreieck)
CH₄		Tetraeder

Regel 2: Freie Elektronenpaare am Zentralatom müssen mit berücksichtigt werden. Sie beanspruchen sogar einen größeren Raum als bindende Elektronenpaare.

NH₃		Trigonale Pyramide (Dreieckspyramide)
H₂O		gewinkelt
N₂		linear

Regel 3: Mehrfachbindungen werden wie Einfachbindungen behandelt.

7. Die polare Atombindung

Beispiel.: HCl

HCl

Das bindende e^- Paar ist im statistischen Mittel zum Cl-Atom hin verschoben.

Folge: Anhäufung negativer Ladung auf der Seite des Cl^-; Verringerung auf der Seite des H-Atoms.

Grund: Teile mit unterschiedlichen Atomen üben beide Beindungspartner unterschiedlich starke Anziehungskräfte auf die bindenden e^- aus.

Schreibweise: HCl oder HCl

Es bilden sich innerhalb des Moleküls sog. Teil- oder Partialladungen aus.

δ⁺ positive Partialladung ist vom Betrag genauso groß wie δ^-

Atombindungen, die zwischen Atomen unterschiedlicher Elemente bestehen und deren Bindungselektronen zu einem Partner hin verschoben sind, nennt man Polar.

Ist ein Molekül polar?

Schritt: Valenzstrichformel aufstellen
Schritt: Prüfen der Polarität
EN(N) = 3, 04
EN(H) = 2, 20
ΔEN = 0, 84 (> 0, 5)
N-H-Bindungen sind polar.
Schritt: Molekülsymmetrie (Bestimmung des positiven und negativen Ladungsschwerpunktes)

Bei dem Beispiel ist der negative Ladungsschwerunkt bei N, der positive zwischen den H.

Molekülsymmetrie → negativer Ladungsschwerpunkt bei dem N-Atom, positiver Ladungsschwerpunkt in der Mitte

Elektronegativität

Maß für das Bestreben eines Atoms innerhalb einer Elektronenpaarbindung die Bindungselektronen an sich zu ziehen.

Die EN ist umso größer ...
... umso kleiner der Atomradius ist
... umso größer die Kernladung ist

EN im PSE:

Elektronegativität im PSE

Die Polarität der Atombindung hängt von der Differenz der EN der Bindungspartner ab.

EN(H) = 2, 20

EN(Cl) = 3, 16

_____________

Δ EN = 0, 96

EN(H) = 2, 20

EN (F) = 3, 98

____________

Δ EN = 1, 78

Konvention:
Δ EN < 0, 5 → unpolare Atombindung
Δ EN > 0, 5 → polare Atombindung

Zusammenhang: Bindungspolarität - Bindungsenthalpie Δ H_B

HCl : ΔH_B = -431 kJ/mol

: ΔH_B = -567 kJ/mol

Bindungsenthalpie > ⇒polarer

8. Dipole

HCl	CO₂

positiver Ladungsschwerpunk am H-Atom, negativer am Cl-Atom ⇒Dipol	EN(O) = 3, 44 EN(C) = 2, 55 Δ EN = 0, 89 positiver und negativer Ladungsschwerpunkt fallen in der Mitte zusammen → heben sich auf ⇒keine Molekülpolarität

9. Wasser - ein typisches Dipolmolekül

V Ablenkung eines Wasserstrahls durch einen elektrisch geladenen Stab

Der Dipol Wasser

Elektrostatisches Feld? Der Effekt beruht auf der Ausrichtung der H₂O-Atome.

Dipole in der Nähe der Ladung ⇒ elektrostatische Anziehung

10. Die Wasserstoffbrückenbindung

Auffällig: sehr hoher Siedepunkt des Wassers (100°C) im Vergleich zu ähnlichen Verbindungen.
Schlussfolgerung: Zusammenhalt der H₂O-Moleküle muss sehr groß sein.
Erklärung: Wasser ist ein Dipol und zieht andere Wasser-Dipole an.

Wasserstoffbrückenbindung

Elektrostatische Anziehungskraft (Wechselwirkung) zwischen entgegengesetzt geladenen Polen (Partialladungen) von Dipol-Molekülen.

⇒Dipol-Dipol-Wechselwirkung

⇒ Bildung lockerer Verbände von Molekülen (Molekülaggregate)

Spezialfall: Wasserstoffbrückenbindung (HBB)

= Dipol-Dipol-Kräfte, die zwischen Atomen und stark EN-Partnern (meist O-Atome) ausgebildet werden.

11. Van-der-Waals Kräfte

= zwischenmolekulare Anziehung zwischen unpolaren Molekülen

Prinzip:

momentane Dipole durch die Bewegung der Bindenden e^- einer Atombindung
Induktion eines Dipolmomentes im Nachbarmolekül ⇒ Elektrostatische Anziehung momentaner Dipole

⇒Sehr schwache zwischenmolekulare Anziehung

12. Die Dichteanomalie des Wassers

Eis schwimmt auf Wasser

Wasser besitzt bei +4 °C die größte Dichte.

Erklärung:

Dichteanomalie des Wassers

Überblick über Bindungstypen in der Chemie

Inter- oder Zwischenmolekulare Bindungen:
⇒ Dipol-Dipol (polar)
⇒ Wasserstoffbrückenbindung (HBB)
⇒ Van-der-Waals Kräfte (unpolar) ⇒ Elektronenpaarbindung (Molekulare Stoffe)
⇒ Ionenbindung (Salze)