(=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.
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:
Valenzstrichschreibweise:
Angabe aller Valenz-e- als Punkt (ungepaarte) oder Strich (e--Paare)
3. Die Bindigkeit
Beispiel: H2 Wasserstoffatome sind immer einbindig.
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:
Fluor (Einfachbindung) | N (Dreifachbindung) | |
---|---|---|
Bindungslänge (in pm) | 142 | 110 |
Bindungsenthalpie (in kJ / mol) | -157 | -949 |
5. Aufstellen von Valenzstrichformeln für Verbindungen
Elektronenmangelverbindung
ClF3 - Chlortrifluorid
Oktettregel nicht erfüllt!
SO42- | ![]() |
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
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:oder
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:
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 HB
: ΔHB = -431 kJ/mol
: ΔHB = -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
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.
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:
Überblick über Bindungstypen in der Chemie
⇒ Dipol-Dipol (polar)
⇒ Wasserstoffbrückenbindung (HBB)
⇒ Van-der-Waals Kräfte (unpolar)
⇒ Ionenbindung (Salze)
13. Wasser als Lösungsmittel
- H2O-Dipole werden von den Ionen angezogen
- Anlagen von H2O-Molekülen um die Ionen
- ⇒ Bildung einer Hydrathülle = Hydratation
Schreibweise NaCl(s) → Na+ (aq) + Cl- (aq)
Alle Ionen besitzen in wässriger Lösung eine Hydrathülle.
Löslich in Wasser:
- Salze (bis auf ein paar Ausnahmen)
- polare Moleküle
14. Vom Kleinmolekül zum Makromolekül
Makromoleküle ("Riesenmoleküle") = 100+ Atome mit Elektronenpaarbindungen verknüpft
Kunststoffe: Polyethylen PE, PP, PE, PS
Ethylen (Ethen): C2H4 (Monumere)
Erdöl: viele Sauerstoff / Wasserstoff Gemische
Polymerisation:
15. Die Modifikationen des Kohlenstoffs
(s. AB)

Material
- Modifikationen des Kohlenstoffes
- Video über die Ionenbindung
- Lewisschreibweise eines Nitritions, Nitrite
Quellen:
Struktur von CH4
Lewis-Struktur von CO2
H2O-Tetraeder
Wasserstoffbrückenbindung