Atombindung, Moleküle und molekulare Stoffe

Bei der Bildung des Moleküls wird aus den Atomen Energie frei: Bei der Bildung einer Atombindung wird Energie frei. Man nennt sie Bindungsenerige. Um die gebundenen Atome zu trenne, muss der gleiche Energiebetrag aufgewendet werden

Es beschreibt die Bereiche, in denen sich die Valenzelektronen eines Atoms häufig aufhalten. Der Aufenthaltsbereich des Elektrons ist nicht eine Kreisfläche, sondern eine Kugel. Die Dichte der Punkte zeigt, wie häufig ein Elektron im entsprechenden Raumbereich war und wie gross die Wahrscheinlichkeit ist, dass sich das Elektron zu einem beliebigen Zeitpunkt dort befindet.

In Molekülen sind die Atome durch gemeinsame Elektronenpaare gebunden. Man nennt diese Bindung Atombindung.

• Elektronenpaarbindung
• kovalente Bindung

Es ist ein Stoff, genauer ein Reinstoff, der sich in Elemente zersetzten lässt. Bindung bezeichnet den Zusammenhalt bestimmter Teilchen

"Edelgaskonfiguration"

In den Molekülen der Nichtmetalle ist der Atomrumpf der gebundenen Atome von acht Elektronen umgeben

Die Atome des Wasserstoffs und Heliums können nicht acht Elektronen haben, weil die K-Schale schon mit zwei Elektronen voll besetzt ist.

Bindende Elektronenpaare werden von zwei Atomen gemeinsam verwaltet. Wenn die beiden Atomrümpfe die Bindungselektronen gleich stark anziehen, ist die Elektronenwolke symmetrisch -> unpolare Bindung

Gemeinsame Elektronenwolken von zwei verschiedenartigen Atomen sind in der Regel asymmetrisch, weil die beiden Atomrümpfe die bindenden Elektronen meist unterschiedlich stark anziehen -> unterschiedliche Elektronegativität.

Von der Rumpfladung und der Grösse des Atoms. Die EN nimmt in er Periode mit steigender Rumpfladung zu und in der Gruppe mit steigendem Atomradius ab. Die EN basiert auf der elektrostatischen Anziehung derr Bindungselektronen durch den Atomrumpf -> Coulomb abhängig.

Die Fähigkeit eines gebundenen Atoms, die bindenden Elektronen anzuziehen.

Sie ist der Abstand zwischen den Zentren gebundener Atome. Sie ist deutlich kleiner als die Summe der Atomradien der Einzelatome, weil die Hüllen der gebundenen Atome überlappen

Radius eines Atoms ist keine so eindeutige Grösse. Atome lassen sich nicht so einfach vermessen. Man ermittelt ihren Radius, den Van-der-Waals-Radius genannt, aus dem minimalen Abstand von zwei nicht aneinander gebundenen Atomen oder Molekülen.

Um die Bindungslänge berechnen und vergleichen zu können, misst man den halben Abstand zwischen den Zentren von einfach gebundenen gleichartigen Atomen.

Die Anordnung der Atome und Bindungswinkel sind gut erkennbar. Ihre Grösse zeigt nicht die Grösse der Atomrümpfe in Wirklichkeit.

veranschaulicht, dass Atomhüllen gegenseitig durchdringen. Lässt Bindungswinkel nicht gut erkennen, zeigt aber eher die echte Gestalt der Moleküle.

ist eine Möglichkeit die räumliche Struktur in der Formel auszudrücken, die Striche für die gemeinsamen EP werden je nach Lage unterschiedlich dargestellt.

Bindende und freie Elektronenpaare ordnen sich in einem Molekül so um die Atomrümpfe an, dass sie möglichst grosse Entfernung voneinander haben.

Dipol-Moleküle besitzen einen positiv und einen negativ geladenen Pol. Moleküle sind Dipole, wenn die Bindungen polar sind und wenn die Schwerpunkte der positiven und der negativen Partialladungen nicht zusammenfallen.

• stärksten zwischenmolekulare Kräfte
• Zwischen diesen H-Atomen und den freien Elektronenpaaren von F, O und N-Atomen benachbarter Moleküle wirken starke Anziehungskräfte -> Wasserstoffbrücken
• Es braucht mindesten 2 Moleküle um eine Wasserstoffbrücke auszubilden. Moleküle selbst haben keine Wasserstoffbrücken aber sie können welche ausbilden.

• wirken zwischen allen Dipol-Molekülen und beruhen auf der gegenseitigen Anziehung der entgegengesetzten geladenen Polen.
• Stärke ist abhängig von der Molekülgestalt und der Polarität der B indung -> EN-Unterschied
• Sie beeinflussen Siedetemperatur, Verdampfungswärme, Löslichkeit und die Fähigkeit andere Stoffe zu lösen

• "zuverlässigsten" zwischenmolekularen Kräfte
• wirken zwischen allen Molekülarten. Bei kleinen Molekülen mit Dipolcharakter fallen sie allerdings kaum ins Gewicht,w eil sie in der Regel schwächer sind als Dipol-Dipol-Kräfte
• Ursache ist die asymmetrische Elektronenverteilung, die in Atomen und Molekülen durch die Bewegung der Elektronen auftritt. -> zeitweise asymmetrische Ladungsverteilung mach die Teilchen für kurze Zeit zu schwachen Dipolen.
• V-d-w-Kräfte sind also die Folge der Anziehung zwischen momentanen Dipolen
• die Stärke ist abhängig von der Polarisierbarkeit des Moleküls. Diese ist umso grösser, je mehr Elektronen vorhanden sind und je weiter die Aussenelektronen von den Atomrümpfen entfernt sind.
• v-d-w-Kräfte sind umso stärker, je grösser die Molekülmasse ist
• v-d-w-Kräfte sind umso stärker, je grösser die Moleküloberfläche ist.

Sind verschiedene Erscheinungsformen eines Elements z.b von Kohlenstoff ist es Diamant und Grafit.

• Sie unterscheiden sich, da die Kohlenstoff-Atome verschieden angeordnet und gebunden sind.
• Diamant ist sehr hart, durchsichtig und nicht leitend -> Die Kohlenstoff-Atome bilden ein Atomgitter, in dem jedes Atom mit vier tetraedrisch angeordneten Nachbaratomen durch je ein gemeinsames Elektronenpaar gebunden ist.
• Grafit ist schwarz glänzend, elektrisch leitend, mit blättrig spaltbaren und relativ weichen Kristallen. Das Grafitgitter besteht aus Ebenen, die nur durch V-D-W-Kräfte zusammengehalten werden. In den Ebenen ist jedes Kohlenstoff Atom mit drei Bindungspartner durch je einen Einfachbindung mit partiellem Doppelbindungscharakter gebunden. Die delokalisierten Elektronen ermöglichen die Stromleitung.

Man bezeichnet Teilchen mit ungepaarten Elektronen als Radikale. Mit Ausnahme der Edelgas-Atome sind alle Atome Radikale -> Bei der Reaktion von Nichtmetallen werden ihre Moleküle in  Radikale gespalten.

sie sind weniger stabil, da polare Bindungen die höhere BE haben und dadurch zur Spaltung mehr Energieaufgewendet werden muss. Weil bei der Bildung von zwei polaren Bindungen mehr Energie frei wird, verläuft die Reaktion exotherm -> Produkt ist energieärmer als Edukt.

Weil sich Wasser wie andere Stoffe beim Erwärmer ausdehnt, nimmt die Dichte beim Erwärmen ab und beim Abkühlen zu. Seltsamerweise gilt dies aber erst bei Temperaturen über 4 Grad. Wasser hat bei 4 Grad seine maximale Dichte. Beim Abkühlen unter 4 Grad dehnt es sich aus und die Dichte nimmt ab -> Dichteanomalie.

Normalerweise nimmt das Volumen einer Flüssigkeit beim Erstarren ab. Die Volumenzunahme beim Erstarren des Wasser ist also ungewöhnlich. Im Eis sind die Wassermoleküle so geordnet, dass jedes von ihnen vier H-Brücken zu vier Nachbarmolekülen ausbildet. Durch diese Anordnung beiben zwischen den Wassermolekülen relativ grosse Hohlräume -> so sind die Wassermoleküle im Eis weniger dicht gepackt als im flüssigen Wasser

• Sie ist abhängig von der Masse -> Je grösser desto höher die Siedetemp.
• Sie ist auch noch abhängig von den zwischenmolekularen Kräfte -> je stärker desto höher ist die Siedetemp.