Kap. 5
Chemische Wechselwirkungen: Intramolekulare Bindungen
Chemische Wechselwirkungen: Intramolekulare Bindungen
- was sind intramolekulare Bindungen?
- welche Arten davon gibt es?
- Bindungen von zwei oder mehreren Atomen untereinander, indem Atome ihre Elektronen mit dem Nachbar-Atom teilen. Dies geschieht, weil eine solche Bindung energetisch guenstiger ist, als als einzelnes Teilchen zu belieben => deshalb wir bei Bindung viel Energie frei
- kovalente Bindung; ionische Bidnung; Metallbindung
was ist eine Ionenbindung?
- Verbindung zwischen einem Metall und Nichtmetall => Salz
- Metall = Kation
- Nichtmetall = Anion
- Salzkristalle sind nach aussen elektrisch neutral
- Ladungen in einem Salz ist gleichmaessig verteilt
- Salze sind keine Molekuele
- bei der Salz-Bildung wird viel Energie frei (energetisch guenstigerer Zustand), weshalb es oft zur spontanen Salzbildung kommt
- Salze sind stabil, weil Anionen und Kationen naeher zusammen sind, als Anion und Anion resp. Kation und Kation
Die Gitterenergie kann nicht direkt gemessen werden.
wie laesst sie sich trotzdem bestimmen?
- Satz von Hess
- Die verschiedenen Enthalpien lassen sich additiv zusammenrechnen
warum sind Salze sproede?
bei mech. Belastung werden Ionen verschoben.
Kommen zwei gleiche Ione nebeneinander, stossen sie sich so stark ab, dass Salz auseinanderbricht
warum lassen sich Salze erst bei sehr hohen Temperaturen schmelzen?
- wegen den starken Anziehungskraefte zwischen den Ionen
- Salzbildung ist eine stark exotherme reaktion => entsprechend muss viel Energie wieder zugefuehrt werden, um Verbindungen zu trennen
Definiere Kovalenzbildung
- chemische Bindung zwischen Nichtmetallen, bei denen ein oder mehrere Elektronen von den beteiligten Atomen gemeinsam genutzt werden.
- Elektronenoktett wird durch gemeinsame NUtzung von Elektronen erreicht.
was besagt die Oktett-Regel (=Acht-Elektronen-Regel)?
- viele Atome bilden Molekuele resp. Ionen, bei denen die Zahl der Valenzelektronen acht betraegt => Atome sind bestrebt Edelgaskonfiguration anzunehmen.
- was ist der unterschied zwischen einer rein kovalenten Bindung und einer polar Kovalent-Bildung?
- wie laesst sich bestimmen, ob ein Molekuel eine rein resp.polar Kovalent-Bindung hat?
- reine Kovalentbindung
- Elektronen werden von beiden Seiten gleich stark angezogen
- polar Kovalentbildung
- ein Atom zieht die Elektronen staerker an, als das andere
- Anhand der Elektronennegativitaet der beteiligten Atome
- je hoeher die Elektronennegativitaet, desto staerker zieht ein Atom die Elektronen in einem Molekuel an sich
- Molekuelstruktur
in wiefern beeinflusst die Elektronennegativitaet das Bindungsverhalten?
- 2 Atome mit der gleichen EN (Elektronennegativitaet) => rein Kovalent-Bindung
- 2 Atome mit (moderat) ungleicher EN => polar Kovalent-Bindung
- 2 Atome mit sehr unterschiedlicher EN => Ionische Bindung
==> Grenze zwischen kovalent und ionisch ist bei ca. 1.4 EN
warum wird die Elektronennegativitaet bei den Edelgasen im Periodensystem nicht angegeben?
Aufgrund voller Valenschalen sind Edelgase sehr stabil und gehen nur unter extremen Bedingungen Verbindungen ein.
wie wird die Anzahl Bindungselektronen in einem Molekuel bestimmt?
- Addieren aller Valenzelektronen von den beteiligten Atomen
- Berechnung der Anzahl Bindungselektronen
- Formel: 2 * (Anzahl H-Atome) + 8 * (Anzahl uebrigen Atome) - Zahl der Valenzelektronen = Bindungselektronen
- Anzahl Bindungselektronen / 2 = Anzahl Bindungen
Bei welchen Atome resp. Molekuele kann die Oktettregel nicht angewendet werden?
- Molekuele mit ungerader Elektronenanzahl
- Vorkommen: sehr selten => sehr reaktionsfaehig und daher kurzlebig
- Molekuele mit gerader Elektronenanzahl, aber weniger bzw. mehr als 8 Valenzelektronen
- Elemente der 2. Periode gehen nie mehr als viel kovalente Bindungen ein
- 3. und hoehere Periode gehen 4 und mehr kovalente Bindungen ein => Oktett-Aufweitung / hypervalentes Atom
- schreibe das Element CO^2 mit der Lewisformel
(=Valenzstrichformel)
- Strich zwischen Atome: Gemiensame Elektronenpaare / Bindende Elektronenpaare
- Strich bei einem Atom: Einsame Elektronenpaare / nicht-bindende Elektronenppare
was ist eine Lewis-Saeure?
Molekuel mit unbesetztem Orbital, welches mit einer Base kovvalente Bindung eingehen kann
- was ist die Formalladung?
- wie wird sie errechnet?
- wie unterscheidet sich die Formalladung und die Partialladung?
- Die Formalladung (Summe der Formalladungen aller Atome) entspricht der Ladung des Molekuels
- Bindungselektronen werden gleichmaessig auf Bindungspartner aufgeteilt.
- Die so erhaltene Elektronenanzahl wird von der Valenzelektronen-Anzahl des Atoms abgezogen.
- Die erhaltene Zahl entspricht der Formalladung
- die Formalladung existiert nicht wirklich und is demzufolge keine physikalische Realitaet.
- Die wirkliche Ladungsverteilung wird mit der Partialladung angegeben
=> Formalladungen werden durch Aufteilen der Bindungselektronen auf die Bindungspartner ohne Berücksichtigung der Elektronegativität erhalten.
=> Partialladungen werden durch Aufteilen der Bindungselektronen auf die Bindungspartner unter Berücksichtigung der Elektronegativität erhalten.
was bedeutet Mesomerie resp. mesomeren Grenzstrukturen?
welche Regeln (4) muss die Mesomerie erfuellen?
bei einigen Molekuelen lassen sich mehrere gleichwertige Lewis-Formeln darstellen, welche aber der Realitaet nicht entsprechen. => Mesomerie kommt zum Einsatz, wen es mehrere gueltige Lewis-Formeln gibt
Da Doppelbindungen kuerzer als Einfachbindungen sind, wuerden sich die gleichen Molekuele unterscheiden.
Jedoch sind alle Molekuele gleich lang
Deshalb schreibt man zwischen die verschiedenen Formeln ein Doppelpfeil. Das bedeutet die tatsaechliche Form liegt zwischen diesen Formeln
=> diese Darstellung nennt sich Mesomerie (=Resonanz, mesomere Grenzformel)
Die Formalladungen werden dabei aufgeteilt => Ladung ist delokalisiert
Regeln:
- raeumliche Anordnung der Atomkerne muss die gleiche sein => Grenzformeln unterscheiden sich nur in der Anordnung der Elektronen
- aneinandergebundene Atome duerfen nicht die gleiche Formalladung haben
- die Grenzformeln sollten moeglichst wenig und moeglichst tiefe Formalladungen haben
- Formalladung sollte der Elektronegativitaeten der Atome entsprechen (keine pos. Formalladung fuer elekrtonegatives Atom)
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Cartes-fiches
- was sind intramolekulare Bindungen?
- welche Arten davon gibt es?
- Bindungen von zwei oder mehreren Atomen untereinander, indem Atome ihre Elektronen mit dem Nachbar-Atom teilen. Dies geschieht, weil eine solche Bindung energetisch guenstiger ist, als als einzelnes Teilchen zu belieben => deshalb wir bei Bindung viel Energie frei
- kovalente Bindung; ionische Bidnung; Metallbindung
was ist eine Ionenbindung?
- Verbindung zwischen einem Metall und Nichtmetall => Salz
- Metall = Kation
- Nichtmetall = Anion
- Salzkristalle sind nach aussen elektrisch neutral
- Ladungen in einem Salz ist gleichmaessig verteilt
- Salze sind keine Molekuele
- bei der Salz-Bildung wird viel Energie frei (energetisch guenstigerer Zustand), weshalb es oft zur spontanen Salzbildung kommt
- Salze sind stabil, weil Anionen und Kationen naeher zusammen sind, als Anion und Anion resp. Kation und Kation
Die Gitterenergie kann nicht direkt gemessen werden.
wie laesst sie sich trotzdem bestimmen?
- Satz von Hess
- Die verschiedenen Enthalpien lassen sich additiv zusammenrechnen
warum sind Salze sproede?
bei mech. Belastung werden Ionen verschoben.
Kommen zwei gleiche Ione nebeneinander, stossen sie sich so stark ab, dass Salz auseinanderbricht
warum lassen sich Salze erst bei sehr hohen Temperaturen schmelzen?
- wegen den starken Anziehungskraefte zwischen den Ionen
- Salzbildung ist eine stark exotherme reaktion => entsprechend muss viel Energie wieder zugefuehrt werden, um Verbindungen zu trennen
Definiere Kovalenzbildung
- chemische Bindung zwischen Nichtmetallen, bei denen ein oder mehrere Elektronen von den beteiligten Atomen gemeinsam genutzt werden.
- Elektronenoktett wird durch gemeinsame NUtzung von Elektronen erreicht.
was besagt die Oktett-Regel (=Acht-Elektronen-Regel)?
- viele Atome bilden Molekuele resp. Ionen, bei denen die Zahl der Valenzelektronen acht betraegt => Atome sind bestrebt Edelgaskonfiguration anzunehmen.
- was ist der unterschied zwischen einer rein kovalenten Bindung und einer polar Kovalent-Bildung?
- wie laesst sich bestimmen, ob ein Molekuel eine rein resp.polar Kovalent-Bindung hat?
- reine Kovalentbindung
- Elektronen werden von beiden Seiten gleich stark angezogen
- polar Kovalentbildung
- ein Atom zieht die Elektronen staerker an, als das andere
- Anhand der Elektronennegativitaet der beteiligten Atome
- je hoeher die Elektronennegativitaet, desto staerker zieht ein Atom die Elektronen in einem Molekuel an sich
- Molekuelstruktur
in wiefern beeinflusst die Elektronennegativitaet das Bindungsverhalten?
- 2 Atome mit der gleichen EN (Elektronennegativitaet) => rein Kovalent-Bindung
- 2 Atome mit (moderat) ungleicher EN => polar Kovalent-Bindung
- 2 Atome mit sehr unterschiedlicher EN => Ionische Bindung
==> Grenze zwischen kovalent und ionisch ist bei ca. 1.4 EN
warum wird die Elektronennegativitaet bei den Edelgasen im Periodensystem nicht angegeben?
Aufgrund voller Valenschalen sind Edelgase sehr stabil und gehen nur unter extremen Bedingungen Verbindungen ein.
wie wird die Anzahl Bindungselektronen in einem Molekuel bestimmt?
- Addieren aller Valenzelektronen von den beteiligten Atomen
- Berechnung der Anzahl Bindungselektronen
- Formel: 2 * (Anzahl H-Atome) + 8 * (Anzahl uebrigen Atome) - Zahl der Valenzelektronen = Bindungselektronen
- Anzahl Bindungselektronen / 2 = Anzahl Bindungen
Bei welchen Atome resp. Molekuele kann die Oktettregel nicht angewendet werden?
- Molekuele mit ungerader Elektronenanzahl
- Vorkommen: sehr selten => sehr reaktionsfaehig und daher kurzlebig
- Molekuele mit gerader Elektronenanzahl, aber weniger bzw. mehr als 8 Valenzelektronen
- Elemente der 2. Periode gehen nie mehr als viel kovalente Bindungen ein
- 3. und hoehere Periode gehen 4 und mehr kovalente Bindungen ein => Oktett-Aufweitung / hypervalentes Atom
- schreibe das Element CO^2 mit der Lewisformel
(=Valenzstrichformel)
- Strich zwischen Atome: Gemiensame Elektronenpaare / Bindende Elektronenpaare
- Strich bei einem Atom: Einsame Elektronenpaare / nicht-bindende Elektronenppare
was ist eine Lewis-Saeure?
Molekuel mit unbesetztem Orbital, welches mit einer Base kovvalente Bindung eingehen kann
- was ist die Formalladung?
- wie wird sie errechnet?
- wie unterscheidet sich die Formalladung und die Partialladung?
- Die Formalladung (Summe der Formalladungen aller Atome) entspricht der Ladung des Molekuels
- Bindungselektronen werden gleichmaessig auf Bindungspartner aufgeteilt.
- Die so erhaltene Elektronenanzahl wird von der Valenzelektronen-Anzahl des Atoms abgezogen.
- Die erhaltene Zahl entspricht der Formalladung
- die Formalladung existiert nicht wirklich und is demzufolge keine physikalische Realitaet.
- Die wirkliche Ladungsverteilung wird mit der Partialladung angegeben
=> Formalladungen werden durch Aufteilen der Bindungselektronen auf die Bindungspartner ohne Berücksichtigung der Elektronegativität erhalten.
=> Partialladungen werden durch Aufteilen der Bindungselektronen auf die Bindungspartner unter Berücksichtigung der Elektronegativität erhalten.
was bedeutet Mesomerie resp. mesomeren Grenzstrukturen?
welche Regeln (4) muss die Mesomerie erfuellen?
bei einigen Molekuelen lassen sich mehrere gleichwertige Lewis-Formeln darstellen, welche aber der Realitaet nicht entsprechen. => Mesomerie kommt zum Einsatz, wen es mehrere gueltige Lewis-Formeln gibt
Da Doppelbindungen kuerzer als Einfachbindungen sind, wuerden sich die gleichen Molekuele unterscheiden.
Jedoch sind alle Molekuele gleich lang
Deshalb schreibt man zwischen die verschiedenen Formeln ein Doppelpfeil. Das bedeutet die tatsaechliche Form liegt zwischen diesen Formeln
=> diese Darstellung nennt sich Mesomerie (=Resonanz, mesomere Grenzformel)
Die Formalladungen werden dabei aufgeteilt => Ladung ist delokalisiert
Regeln:
- raeumliche Anordnung der Atomkerne muss die gleiche sein => Grenzformeln unterscheiden sich nur in der Anordnung der Elektronen
- aneinandergebundene Atome duerfen nicht die gleiche Formalladung haben
- die Grenzformeln sollten moeglichst wenig und moeglichst tiefe Formalladungen haben
- Formalladung sollte der Elektronegativitaeten der Atome entsprechen (keine pos. Formalladung fuer elekrtonegatives Atom)
