Ökologie Test 1

Metallischen Bindungen:      ΔEN < 0.5

Kovalenten Bindungen:         0 < ΔEN < 1.8

Ionische Bindungen:            ΔEN >1.8

bsp

Der Begriff „Bindung“ bezieht sich nur auf eine Elektronenpaarbindung zwischen zwei Atomen innerhalb eines Moleküls. Diese Bindung kann polar oder unpolar sein, je nach ΔEN zwischen beteiligten Atomen. Ein Molekül kann polare Bindungen enthalten und doch unpolar sein, denn ein Molekül hat nur dann verschiedene Ladungspole, wenn die polaren Bindungen innerhalb des Moleküls unsymmetrisch verteilt sind.

Ein Molekül, welches nur aus unpolaren Bindungen aufgebaut ist, kann nicht polar sein. Ein Molekül, welches polare Bindungen enthält kann polar oder unpolar sein, abhängig von der räumlichen (Symmetrie) Verteilung der polaren Bindungen. Vergleichen Sie dazu die beiden Moleküle H₂O und CF₄.

F, Cl, Br, C, I, H

C-Br ΔEN 0.2

N-Cl ΔEN  0.3

H-0 ΔEN 1.3

C-F ΔEN 1.5

F-H ΔEN 1.8

P-l ΔEN 2.0

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Van-der-Waals, Dipol, Ion-Ion

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Pentan siedet bei höherer Temperatur. Beide Moleküle sind unpolar und werden von Van-der-Waals Kräften aneinander gehalten. Pentan besitzt mehr verschiebbare Elektronen.

Beide Moleküle sind unpolar. Sauerstoff hat mehr verschiebbare Elektronen als Stickstoff. Die Van-der-Waals Kräfte sind damit stärker.

Ammoniak (NH₃) -33°C  (insgesamt 10 Elektronen)

Arsenwasserstoff (AsH₃) -117°C  (insgesamt 36 Elektronen)

Beide Moleküle sind polar. Aufgrund der grösseren EN von N gegenüber As ist die Bindung in Ammoniak stärker polar als in Arsenwasserstoff. Beide Moleküle sind geometrisch gleich gebaut. Beide sind unsymmetrisch, also Dipole.

Alle Moleküle sind völlig symmetrisch und unpolar: CH₄ (-162°C), SiH₄ (-112°C), GeH₄ (-88°C), SnH₄ (-52°C)

Aceton enthält polare Bindungen, wie auch Tetrafluormethan. Doch das Acetonmolekül ist im Gegensatz zum Tetrafluormethan unsymmetrisch gebaut und polar. Zwischen Aceton-Molekülen bestehen Wasserstoffbrücken.

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Beide Moleküle besitzen gleich viele Elektronen, doch Methanol ist ein polares Molekül. Zwischen Ethanmoelkülen wirken an-der-Waals Kräfte, zwischen Methanolmolekülen wirken Dipol-Dipol Anziehungskräfte (Wasserstoffbrücken).

Edelgase bestehen aus einzelnen unpolaren Atomen. Diese werden durch Van-der-Waals Kräfte angezogen. Je höher die Ordnungszahl, desto grösser die Anzahl Elektronen und damit die zwischen den Atomen wirkende Van-der-Waals Kraft.

Seifenmoleküle haben einen polaren Kopf und einen unpolaren Schwanz. Dieser mischt sich (löst) mit unpolaren Fetten, während der polare Kopf sich mit Wasser mischen kann. Es bilden sich somit Fettröpfchen, in die die unpolaren Ketten reichen, während deren Köpfe eine polare Umhüllung bilden.

DNA, RNA und Proteine werde durch H-Brücken geformt und teilweise zusammengehalten.

Zellmembranen (Zellhäute) bestehen aus Fettmolekülen, welche durch Van-der-Waals Kräfte zusammengehalten werden. Holz besteht aus sehr langkettigen Cellulose-Molekülen, die ebenfalls durch Van-der-Waals Kräfte zusammengehalten werden

Sie geben Metalle ab, haben eine tiefe EN (EN<1.7)

Nach Links nimmt die Kernladung ab, nach unten nimmt die Entfernung der Valenzelektronen vom Kern zu (die Elektrische Kraft wird damit schwächer und je mehr Elektronen im Atomrumpf sind, desto stärker auch die Abstossung der inneren Elektronen gegenüber den Valenzelektronen.

Duktilität (da die Atomrümpfe relativ gut aneinander vorbeigleiten können, ist das Metall dehnbar und verformbar); Wärmeleitfähigkeit (Wärmebewegung der Teilchen kann durch Stossimpuls der recht gut beweglichen Atomrümpfe weitergegeben werden); elektrische Leitfähigkeit (die Valenzelektronen, welche das Elektronengas bilden, sind beweglich und können als elektrischen Strom durch das Metall fliessen. Sie können auch den Strohm als Stossimpuls weitergeben)

Das Elektronengasmodell besagt, dass die Valenzelektronen in der metallischen Verbindung, ähnlich den Atomen in einem Gas, frei verschiebbar sind.Das Bändermodell präzisiert das Elektronengasmodell, indem es zwischen Energiebändern, Valenzband und Leitung

Leitungsband unterscheidet. Damit kann der Unterschied zwischen Leitern, Nicht-Leitern und Halbleitern beschrieben werden.

Die Energiebänder stellen die Energieniveaus (Elektronenschalen) im Atom dar. Wie die Abbildung (Beispiel Magnesium) zeigt, sind diese in zweifacher Hinsicht voneinander getrennt. Erstens sind gleiche Energieniveaus der inneren Schalen benachbarter Atome durch den Abstand zwischen den Atomen voneinander getrennt. Zweitens  bestehen zwischen den Bändern  eine und desselben Atoms Bandlücken (Energieunterschiede zwischen den Schalen oder Bändern). Elektronen können die Bandlücke überwinden, wenn ihnen entsprechend viel Energie zugeführt wird. Das Band, welches die Valenzelektronen enthält wird Valenzband genannt.

Bei elektrischen Leitern überlappen sich die Valenzbänder, so dass die Valenzelektronen nicht mehr einem bestimmten Atom zugeordnet werden können und frei verschiebbar sind. In diesem Falle wird das Valenzband zum Leitungsband. Bei Metallen ist das Valenzband gleich dem Leitungsband. Daher sind diese ständig leitfähig.

Bei Halbleitern befinden sich die Valenzelektronen nicht im Leitungsband, doch ist die Bandlücke zwischen Valenzband und Leitungsband so gering, dass die Elektronen durch vergleichsweise geringe Energiezufuhr (sichtbares Licht) den Sprung in das Leitungsband schaffen. Halbleiter wie Silizium sin werden daher unter Lichteinfluss leitfähig.

Bei Nichtleitern ist die Bandlücke zwischen Valenzband und Leitungsband zu gross, als dass die Elektronen das Leitungsband erreichen könnten.

Dotierung heisst, dass das Siliziumkristall mit Fremdatomen besetzt wird im Verhältnis von 1: 10⁶ Si (Silizium) hat 4 freie Valenzelektronen, geht also mit seinen benachbarten Si-Atomen 4 Elektronenpaarbindungen  ein. Durch n-Dotierung (negativ-Dotierung) mit P (Phosphor; 5 Valenzelektronen) entsteht im Valenzband des dotierten Siliziumkristalls ein Elektronenüberschuss. Durch p-Dotierung (positiv-Dotierung) mit B (Bor; 3 Valenzelektronen) entsteht ein Elektronenmangel im Valenzband. Wenn Licht auf das Kristall trifft, gelangen die Elektronen des Valenzbandes ins Leitungsband. Die Elektronendifferenz im Leitungsband zwischen p- und n-dotierten Kristallen bildet die Voraussetzung zur Entstehung der Spannungsdifferenz, die zum Stromfluss führt.

Metallischer Glanz: Die Elektronen können im Leitungsband ein breites Spektrum von Lichtwellen absorbieren, indem sie innerhalb des breiten Bandes verschiedene Energiezustände einnehmen. Beim Zurückfallen auf den Ausganszustand wird das Licht wieder emittiert.

Lichtundurchlässigkeit: Weil sichtbares Licht aller Wellenlängen absorbiert werden kann (siehe Erklärung Glanz), sind Metalle Lichtundurchlässig.

In Legierungen lassen sich Metalle in beliebigen Stoff und Mengenverhältnissen mischen. Die Stoffeigenschaften der Legierung hängen vom Mischungsverhältnis ab. So lassen sich Legierungen herstellen, die die technisch gewünschten Eigenschaften aufweisen.

Sie haben die Tendenz zusätzliche Elektronen aufzunehmen, also eine hohe EN (EN>2.1)

Das Metall gibt Valenzelektronen ab, wodurch es zum positiv geladen Ion (Kation) wird. Das Nichtmetall-Atom nimmt Elektronen auf, wodurch es zum negativ geladenen Ion (Anion) wird.

Je tiefer die EN, desto grösser die Neigung Elektronen abzugeben.

Im Salzgitter sind Kationen und Anionen eingebunden. Im Metallatomgitter sind positiv geladene Atomrümpfe (Kationen) in ein Elektronengas von allen Atomrümpfen gemeinsamen Valenzelektronen eingebettet.

Elektrische Kraft (=Coulomb Kraft Fc)

Sprödheit heisst, dass Salzkristalle bei Schlageinwirkung auseinanderbrechen. Dies erklärt sich damit, dass bei der Erschütterung gleichgeladenen Ionen kurzzeitig nebeneinander zu liegen kommen. Die gleichartigen Ladungen stossen sich ab, das Kristall zerspringt.

Wassermoleküle sind Dipole. Sie besitzen einen positiv und einen negativ geladenen Pol (Die Ladungen sind tiefer als eine Elementarladung). Dadurch können Wassermoleküle Ionen aus dem Kristallgitter herauslösen.

Da die Ionen darin frei beweglich sind.

K₂CrO₄ (Salz, Metall-Nichtmetall)  C₅H₁₂ (kein Salz, da nur Nichtmetalle)  H₂O₂, (kein Salz , da nur Nichtmetalle) CaCO₃ (Salz, Metall-Nichtmetall)   CsBr (Salz, Metall-Nichtmetall)  CaSO₄ (Salz, Metall-Nichtmetall) 

SnCl₂ (Zinnchlorid: Sn 2+; Cl 1-); Ga₂O₃ (Galliumioxid: Ga 3+; O 2-); TiO₂ (Titanoxid: Ti 4+; O 2-) BaF₂ (Bariumfluorid: Ba 2+: F 1-); Cu₂S (Kupfersulfid: Cu 1+; S 2-); NiS (Nickelsulfid: Ni 2+; S 2-); Rb₂O Rubidiumoxid: Rb 1+; O2-), CaSe (Calziumselenid: Ca 2+; Se 2-)

In CaO sind Ionen mit doppelter Elementarladung verbunden. Im NaCl sind Ionen mit einfacher Elementarladung verbunden.