Chemie HK1

Für das Molekül Ethen muss es nach dem Orbitalmodell folglich 4 sp 2 -Hybridorbitale und 1 sp- Hybridorbital geben, für das Molekül Ethin 3 sp-Hybridorbitale. Wie lässt sich das erklären? Im Molekül Ethen sind die entstehenden Bindungen nicht mehr gleichwertig. Jedes Kohlen- stoff-Atom geht dabei nicht mit 4 Bindungspartnern eine Verbindung ein wie beim CH 4 , son- dern nur mit deren 3. Dabei geht jedes Kohlenstoff-Atom eine Bindung (in Form einer Doppel- bindung) mit dem anderen Kohlenstoff-Atom und zwei Einfachbindungen mit 2 Wasserstoff- Atomen ein, es sind also grundsätzlich nur 3 Hybridorbitale für dieses Molekül nötig. Jedes Kohlenstoff-Atom bildet zwei sp2-Hybridorbitale und 1 sp-Hybridorbital. Die sp2-Hybrid-orbitale binden sich mit je einem s1-Orbital des Wasserstoffs und das sp-Hybridorbital bindetsich mit dem sp-Hybridorbital des anderen Kohlenstoff-Atoms. Dies sind alles ±-Bindungen.Nun hat jedes Kohlenstoff-Atom noch 1 p-Orbital, das an der Hybridisierung nicht beteiligtwar. Diese beiden überlagern sich zur zweiten Bindung der C=C-Doppelbindung. Dieses istnun aber keine ±-Bindung mehr, sondern eine π-Bindung(pi-Bindung

Ganz ähnlich sind die Verhältnisse beim Molekül Ethin: Hier geht jedes Kohlenstoff-Atom nurnoch mit 2 Bindungspartnern eine Bindung ein, mit einem anderen Kohlenstoff-Atom (in Formeiner Dreifachbindung) und mit einem Wasserstoff-Atom, es sind also grundsätzlich nur2 Hybridorbitale für dieses Molekül nötig. In diesem Falle bildet der Kohlenstoff 2 sp-Hybrid-orbitale aus. 1 sp-Hybridorbital bindet sich mit dem s1-Orbital des Wasserstoffs, das zweitesp-Hybridorbital mit dem sp-Hybridorbital des zweiten Kohlenstoffs zu ±-Bindungen. Nunbleiben jedem Kohlenstoff-Atom noch zwei p-Orbitale, die nicht hybridisiert wurden. Dieseüberlappen sich zu zwei π-Bindungen.Bei Mehrfachbindungen ist jeweils also nur ein Hybridorbital beteiligt, daher hat eine Doppel-bindung nur eine ±-Bindung. Die anderen Bindungen entstehen durch Überlappung von nichthybridisierten p-Orbitalen und sind π-Bindungen

sie wirken zwischen allen Mole- külen. Bei kleinen Molekülen mit Dipolcharakter fallen sie allerdings kaum ins Gewicht, weil sie in der Regel schwächer sind als Dipol-Dipol-Kräfte. Als Ursache der Van-der-Waals-Kräfte gilt die asymmetrische Elektronenverteilung, die in allen Atomen und Molekülen durch ständige Bewegung der Elektronen auftreten kann. Kommt es zu einer zeitweisen asymmetrischen Elektronenverteilung, sind die Teilchen für kurze Zeit schwache Dipole ( temporäre Dipole, im Unterschied zu den dauernden oder permanenten Dipolen). Begegnet ein Molekül mit einem temporären Dipol einem anderen, unpolaren Molekül, kann die schwache Polarität dieses Moleküls im angetroffenen unpolaren Molekül ebenfalls zu einer Verschiebung der Elektronen und dadurch zu einer asymmetrischen Elektronenver- teilung führen (induzierter Dipol). Die Van-der-Waals-Kräfte sind die Folge der Anziehung zwischen temporären Dipolen, zwischen temporären und induzierten Dipolen oder zwischen induzierten Dipolen

• Die Van-der-Waals-Kräfte sind umso stärker, je grösser die Molekülmasse ist.

•Die Van-der-Waals-Kräfte sind umso stärker, je grösser die Moleküloberfläche ist

Dipol-Dipol-Kräfte wirken zwischen Dipol-Molekülen und beruhen auf der gegenseitigen Anziehung der entgegengesetzt geladenen Pole. Die Stärke der Dipol-Dipol-Kräfte ist abhän- gig von der Molekülgestalt und von der Polarität der Bindungen. Diese lässt sich aus dem EN-Unterschied berechnen.

Die Dipol-Dipol-Kräfte beeinflussen neben der Siedetemperatur und der Verdampfungs- wärme auch die Löslichkeit und die Fähigkeit, andere Stoffe zu lösen. Besonders wichtig ist dies beim Wasser. Seine Fähigkeit, Salze zu lösen, ist eine Voraussetzung für das Leben auf der Erde. Weil die Wasser-Moleküle Dipole sind, lagern sie sich an die Ionen der Salze an und lösen sie dadurch aus dem Gitter

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Ein Molekül, in dem die Oktettregel nicht für alle Atome erfüllt ist, ist z.B. das BF 3 -Molekül. Da das Bor-Atom nur drei VE besitzt, müsste es fünf Bindungen eingehen, um das Oktett zu erreichen. Das ist aber nicht möglich, weil es sich mit seinen drei Valenzelektronen nur an drei gemeinsamen EP beteiligen kann. Wie Sie aus der nebenstehen- den Strukturformel ersehen, ist der Atomrumpf des Bor-Atoms ledig- lich von sechs Elektronen umgeben.

Atome können mehr Bindungen eingehen, als zur Erreichung des Oktetts nötig sind, indemsie neben ihren ungepaarten Elektronenauch Elektronenpaare als Bindungselektronen zurVerfügung stellen. Ein so «spendables»» Verhalten zeigen viele Nichtmetall-Atome gegenüberdem Sauerstoff, z. B. das Chlor in HClO4:

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Beim SO2-Molekül erstreckt sich der Aufenthaltsbereich des Elektronenpaars über einen grös-seren Bereich als nur denjenigen zwischen 2 Atomen. Solche Elektronenpaare nennt mandelokalisiert.Diese Tatsache lässt sich mit den Lewis-Formeln nicht darstellen. Man kannlediglich die möglichen Varianten darstellen, dies sind die Grenzstrukturen. Die Grenzstruktu-ren werden durch einen Doppelpfeil (Mesomeriepfeil) verbunden. Damit stellt man dar, dassdie eigentliche Struktur des Moleküls irgendwo zwischen den möglichen Grenzstrukturen liegt.Durch delokalisierte Elektronenpaare kann ein Molekül einen energieärmeren Zustand errei-chen. Delokalisierte Elektronen sind deshalbenergieärmer,weil sie sich über einen grösse-ren Bereich verteilen können

Metalle sind Elemente mit guter Leitfähigkeit fürStrom undWärme.Wichtig für ihre beson-dere Bedeutung als Werkstoffe ist ihre Verformbarkeit.Metalle sind trotz meist hoher Härtenicht spröde, sondern duktil,d.h. durch Walzen, Ziehen, Hämmern usw. verformbar. Metall-stücke mit glatter Oberfläche zeigen einen charakteristischenGlanz.

Viele Metalle haben relativhohe Schmelz- undSiedetemperaturen.Das Quecksilber ist daseinzige bei Raumtemperatur flüssige Metall

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Metall-Atome haben wenig Valenzelektronenbzw. kleine Rumpfladungen und entspre-chend kleine Ionisierungsenergien.Weil die Ionisierungsenergien mit zunehmender Scha-lenzahl abnehmen, stehen auch in den Gruppen IV–VI unten Metalle.

Im festen Zustand sind die Metall-Atome im Metallgitter sehr dicht gepackt, man spricht von dichtesten Kugelpackungen

Nach dem Elektronengasmodell besteht das Metallgitter aus den Atomrümpfen, die an ihre Gitterplätze gebunden sind, und den Valenzelektronen, die sich frei zwischen ihnen bewegen 

Jeder Atomrumpf zieht mehrere Valenzelektronen an und jedes VE wird von zahlreichenAtomrümpfen angezogen. Die gegenseitige Anziehung zwischen den Atomrümpfen und denVE bindet die Atome. Man bezeichnet diese Art von Bindung alsmetallische Bindung.DieValenzelektronen bilden eine Art Elektronengas, das die positiven Atomrümpfe umgibt undzusammenhält. Abbildung 6-2 veranschaulicht dies am Beispiel des Lithiums

Die elektrische Leitfähigkeitder Metalle beruht auf der Verschiebbarkeit von Elektronenim Metallgitter

Weil die Elektronen im Metallgitter von den Atomrümpfen angezogen werden, erfolgt ihreVerschiebung nicht ohne «Reibung». Der Widerstand,den Metalle der Stromleitung ent-gegensetzen, ist sehr unterschiedlich. Metalle mit hohem Widerstand erwärmen sich bei derStromleitung sehr stark und können dadurch zum Glühen kommen

Die hohe Dichte und die gute Wärmeleitfähigkeit der Metalle sind durch die dichte Packung der Atome bedingt. Wie in jedem Gitter steigt auch bei den Metallen die Heftigkeit der Teilchenschwingung mit zunehmender Temperatur. Da die Atome sehr dicht gepackt sind, überträgt sich die Bewegung eines Atoms sofort auf die Nachbaratome.

Im Vergleich zu anderen Feststoffen sind die Metalle gut verformbar. Dies lässt sich damiterklären, dass bei der Verformung im Gitter Ebenen dicht gepackter Atomrümpfe gegen-einander verschoben werden, ohne dass sich dadurch der Bau des Gitters grundsätzlich ver-ändert

Für die Verwendung als Werkstoffe sind die meisten Metalle in reiner Form zu weich. IhreHärte wird darum durch Beimischung anderer Stoffe erhöht. Dies gilt auch für das bekann-teste Werkmetall Eisen. Es wird hauptsächlich in Form von Stählen verwendet, deren Eigen-schaften von den darin enthaltenen Fremdstoffen abhängig sind. Sehr hart, aber spröde istdas Gusseisen. In seinem Gitter ist Kohlenstoff in Form winziger Grafitkriställchen eingelagert.Diese behindern das Verschieben der Gitterebenen

Die Schmelztemperaturen vieler Metalle liegen über 1 000°C, d. h. deutlich höher als die- jenigen der Nichtmetalle, die bei RT mehrheitlich gasförmig sind. Die Gitterkräfte sind im Metallgitter stärker als im Molekülgitter. Die Metall-Atome werden durch die relativ starke metallische Bindung zusammengehalten, die Moleküle dagegen nur durch die zwischen- molekularen Kräfte.

Die Schmelztemperaturen vieler Metalle liegen über 1 000°C, d. h. deutlich höher als die- jenigen der Nichtmetalle, die bei RT mehrheitlich gasförmig sind. Die Gitterkräfte sind im Metallgitter stärker als im Molekülgitter. Die Metall-Atome werden durch die relativ starke metallische Bindung zusammengehalten, die Moleküle dagegen nur durch die zwischen- molekularen Kräfte.

Die Schmelztemperaturen vieler Metalle liegen über 1 000°C, d. h. deutlich höher als die- jenigen der Nichtmetalle, die bei RT mehrheitlich gasförmig sind. Die Gitterkräfte sind im Metallgitter stärker als im Molekülgitter. Die Metall-Atome werden durch die relativ starke metallische Bindung zusammengehalten, die Moleküle dagegen nur durch die zwischen- molekularen Kräfte.

Die Schmelztemperaturen in den Gruppen I und II nehmen nach unten grundsätzlich ab (vgl. Abb. 6-4). Die metallische Bindung wird also innerhalb einer Gruppe mit zunehmendem Atomradius schwächer. Das ist plausibel: Weil mit dem Atomradius die (mittlere) Entfernung zwischen den Zentren der Atomrümpfe und den Bindungselektronen zunimmt, sinkt die Anziehung zwischen ihnen. Die metallische Bindung ist umso stärker, je kleiner der Atomradius ist.

Bei den Alkalimetallen ist die metallische Bindung relativ schwach, weil sie nur ein Bindungs-elektron besitzen. Ihre Schmelztemperaturen sind darum relativ tief. Die Erdalkalimetallehaben höhere Schmelztemperaturen als die Alkalimetalle derselben Periode, weil die Zahl derBindungselektronen bzw. die Rumpfladung doppelt so gross ist. Die metallische Bindung istumso stärker, je höher die Zahl der Bindungselektronen ist.

Das Verhalten der Metalle bei chemischen Reaktionen ist vom Atombau abhängig. Da dieRumpfladung der Atomrümpfe kleinerist als bei den Nichtmetallen, ziehen sie die Valenz-elektronen weniger stark an. Metall-Atome haben darum relativ kleine Ionisierungsener-gienund lassen sich bei der Reaktion mit Nichtmetall-Atomen ihr(e) Valenzelektron(en) leichtabnehmen. Die erste Ionisierungsenergie ist umso geringer, je kleiner die Rumpfladungund je grösser der Atomradius ist.Die Alkalimetalle sind also in ihren chemischen Eigen-schaften besonders typische Metalle. Sie geben ihr einziges VE leicht ab, weil ihre Rumpf-ladung nur 1+ beträgt. In der Gruppe nimmt die IE mit steigender Schalenzahl ab, Cäsium hatalso die kleinste Ionisierungsenergie.

Zu den metallischen Stoffen zählen neben den Elementen auch die Legierungen.Sie stehenin ihren Eigenschaften zwischen Verbindungen und Gemischen. Nur wenige haben einegenau definierte Zusammensetzung und sind somit als Verbindungen anzusehen. Bei denmeisten lassen sich die Komponenten in beliebigem Massenverhältnis kombinieren.

Zur Herstellung einer Legierung werden die Legierungsmetalle erhitzt, bis alle geschmolzensind. Beim Abkühlen der Schmelze können die gemischten Metalle Mischkristallebilden odergetrennt kristallisieren. Im zweiten Fall entsteht eine Legierung, die aus mehreren Kristallartenbesteht

Die Härte einer Legierung ist in der Regel grösser als die der reinen Metalle, weil die ein-gelagerten Fremdatome oder Kristalle das Gleiten der Ebenen erschweren. 

Die elektrische Leitfähigkeitvon Legierungen ist in der Regel schlechter als die der reinenKomponenten. Die Fremdatome erschweren die Verschiebung der Elektronen. Ausnahmenmachen Legierungen mit völlig regelmässigen Mischkristallen

Der bekannteste Vertreter der Verbindungsklasse der Salzeist das Kochsalz. Salze habenhohe Schmelz- und Siedetemperaturen, sind aber im Gegensatz zu den Metallen spröde undmehr oder weniger wasserlöslich. Vielfach ist der kristalline Aufbau gut sichtbar. Salze leitenden elektrischen Strom nur im flüssigen oder im gelösten Zustand. Der Grund dafür liegt inihrem Aufbau aus positiv und negativ geladenen Ionen. Im festen Salz sind diese Ionen zueinem Ionengitter geordnet und durch elektrostatische Kräfte gebunden. Man nennt dieseBindung Ionenbindung.Die elektrostatischen Kräfte zwischen den Ionen bestimmen denAufbau und die Eigenschaften der Salze

Die Energie, die erforderlich ist, um ein Elektron von einem Atom (oder Ion) abzuspalten,bezeichnet man als Ionisierungsenergie (IE).Bei Atomen mit mehreren Elektronen könnendiese nacheinander abgespalten werden. Man spricht von der ersten, zweiten, dritten etc.Ionisierungsenergie.

Die n-te Ionisierungsenergie ist die Energie, die benötigt wird, um das n-te Elektron voneinem Atom (oder Ion) abzuspalten.

Bei der schrittweisen Abspaltung der Elektronen nimmt die IE mit jedem abgespalteten Elek-tron zu. Dies hat zwei Gründe. Der eine liegt darin, dass die positive Ladung des «Mutter-teilchens» durch die Abspaltung von Elektronen immer grösser wird. Es ist verständlich, dassdie Abspaltung der negativ geladenen Elektronen umso mehr Energie kostet, je höher diepositive Ladung des Teilchens ist, von dem das Elektron abgespalten werden muss.