Chemie HK1

Die Wasserstoff-Atome sind also im gebundenen Zustand so nahe beieinander, dass ihre Hül-len überlappen. Das lässt sich mit dem Schalenmodell nicht gut veranschaulichen. Die Ant-wort gibt ein Atommodell, das als Elektronenwolkenmodell(EWM) bezeichnet wird. DasElektronenwolkenmodell beschreibt die Bereiche, in denen sich die ValenzelektroneneinesAtoms häufigaufhalten. Über die Elektronen der inneren Schalen und über die Bewegung derElektronen werden keine Aussagen gemacht. Das Elektronenwolkenmodell ist zur Beschrei-bung der Atombindung und des Molekülbaus besser geeignet als das Schalenmodell, das wiraber zur Beantwortung der Frage nach der Elektronenkonfiguration nach wie vor benötigen

In einer Elektronenwolke kann sich ein Elektron oder ein Elektronenpaar aufhalten

Bei Atomen mit mehr als zwei Elektronen sind diese auf mehrere Elektronenwolken verteilt. Da in einer Wolke höchstens zwei Elektronen sind, finden die maximal acht Valenzelektro- nen in vier Elektronenwolken Platz. Für die Verteilung der Valenzelektronen auf die Elektro- nenwolken gilt: Jede Wolke wird zuerst einfach besetzt

Nichtmetall-Atome ergänzen durch Elektronenaufnahme ihre äusserste Schale auf acht Elek- tronen, die Edelgaskonfiguration. Dadurch wollen sie einen stabilen Zustand erreichen. Im Kontakt mit anderen Nichtmetallen sind jedoch die tatsächliche Aufnahme von Elektronen und die Bildung von negativ geladenen Ionen nicht möglich, die Partner haben ja genau das gleiche Ziel und lassen sich ihre Elektronen nicht einfach wegnehmen! Nichtmetall-Atome können aber auch durch Teilung von Elektronen mit anderen Atomen Edelgaskonfiguration erreichen. Wenn sich zwei Atome näher kommen, bewirken die Kräfte zwischen den Kernen und den Elektronen eine Verschiebung der Elektronen

Die zwei Elektronen der gebundenen Wasserstoff-Atome halten sich in der gleichen Wolkeauf. Sie bilden ein gemeinsames Elektronenpaar.Dieses steht, wie der Name sagt, beidenAtomen «zur Verfügung». Die Anziehung zwischen den beiden Kernen und dem gemeinsa-men Elektronenpaar, das sich bevorzugt im Raum zwischen ihnen aufhält, bindet die Atome.Man spricht darum auch vom bindenden Elektronenpaar

Punkt = 1 Elektron; strich = 1 Elektronenpaar

Bei der Besetzung der Wolken nehmen die Valenzelektronen denweitestmöglichen Abstand zueinander ein. Zuerst werden die Elektronenwolken mit 1 Elekt- ron besetzt, dann ergänzt man die Wolken mit den noch übrigen Valenzelektronen auf 2 Elek- tronen. So hat ein einzelnes Kohlenstoff-Atom immer 4 einfach besetzte Elektronenwolken (nie 2 doppelt besetzte Wolken) oder ein einzelnes Sauerstoff-Atom immer 2 doppelt und 2 einfach besetzte Elektronenwolken (nie 3 doppelt besetzte Wolken). Das Elementsymbol steht in der Lewis-Formel nicht für das ganze Atom, sondern nur für den Atom rumpf

Jeder Atomrumpf ist also im Molekül von acht Elektronen umgeben und erreicht so die maxi- male Zahl von acht VE. Man spricht von einem Elektronenoktett [1] bzw. von der Edelgas- konfiguration. Daraus wurde die Oktettregel abgeleitet

Die Atome der ersten Periode (Wasserstoff und Helium) können natürlich nicht acht Elektro- nen auf ihrer Aussenschale haben, weil die K-Schale schon mit zwei Elektronen voll besetzt ist. Man spricht darum von einem Elektronenduplett

Die Zahl der gemeinsamen Elektronenpaare, an denen sich ein Nichtmetall-Atom beteiligenmuss, um das Oktett zu erreichen, entspricht der Anzahl Elektronen, die ihm zum Oktett feh-len. Sie wird als Bindungswertbezeichnet und ist eine nützliche Hilfsgrösse bei der Herlei-tung von Molekülformeln. Für die Atome der zweiten Periode gilt

In den Molekülen der Nichtmetalle (der zweiten Periode) ist der Atomrumpf der gebundenen Atome von acht Elektronen umgeben. Die Oktettregel gilt auch für viele Atome höherer Peri- oden, ist aber kein Gesetz, sondern eine nützliche Faustregel

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Die Abstossung zwischen den beiden bindenden EP ist der Grund dafür, dass die Bindungs-energie einer Doppelbindung nicht doppelt so gross ist wie die einer Einfachbindung. DieDoppelbindung ist aber deutlich stärker und kürzer als eine Einfachbindung zwischen dengleichen Atomen

Die Dreifachbindung ist kürzer und hat eine höhere Bindungsenergie als die Einfach- oder die Doppelbindung zwischen den gleichen Atomen (vgl. Abb. 4-6). Weil sich die Elektronen der drei bindenden EP gegenseitig abstossen, ist die Bindungsenergie der Dreifachbindung aber nicht dreimal so gross wie die einer Einfachbindung. Die drei Wolken der drei bindenden Elektronenpaare sind, ähnlich denen der Doppelbindung, bananenförmig gekrümmt und um die Achse zwischen den beiden Zentren angeordnet 

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Bindende Elektronenpaare werden von zwei Atomen gemeinsam «verwaltet». Wenn die bei-den Atomrümpfe die Bindungselektronen gleich stark anziehen, ist die gemeinsame Elek-tronenwolke symmetrisch. Man nennt eine solche Bindung unpolar.Unpolar sind die Bin-dungen zwischen gleichartigen Atomen

Gemeinsame Elektronenwolken von zwei verschiedenartigen Atomen sind in der Regel mehroder weniger asymmetrisch,weil die beiden Atomrümpfe die bindenden Elektronen meistunterschiedlich stark anziehen. Man nennt eine solche Bindung polar.

So wird z. B. im HCl-Molekül das gemeinsame Elektronenpaar vom Chlor-Atom viel stärkerangezogen als vom Wasserstoff-Atom. Die gemeinsame Elektronenwolke ist zum Chlor hinverschoben, was zu einer ungleichen Ladungsverteilungführt (vgl. Abb. 4-8). Das Chlor-Atom hat eine negative, das Wasserstoff-Atom eine positive Teilladung. Die Bindung ist polar

Die Teilladung, meist Partialladung genannt, ist nur ein Teil einer Elementarladung. Sie kannin der Strukturformel angegeben werden, indem man das griechische Zeichen ±(delta) mitdem entsprechenden Ladungsvorzeichen über das Symbol schreibt

Zweiatomige Moleküle mit polarer Bindung haben einen negativen und einen positiven «Pol».Man bezeichnet sie als Dipole.Weil zwischen Dipolen elektrostatische Anziehungskräfte wir-ken, ist der Dipolcharakterentscheidend für die zwischenmolekularen Kräfte. Ob ein Molekülmit mehr als einer polaren Bindung ein Dipol ist, hängt von seiner Gestalt ab

Wie stark die Bindungselektronenpaare von den einzelnen Atomen angezogen werden,beschreibt die Elektronegativität. Die Elektronegativität(EN) ist die Fähigkeit eines gebunde-nen Atoms,die bindenden Elektronen anzuziehen

Die EN basiert auf der elektrostatischen Anziehung der Bindungselektronen durch den Atom-rumpf. Sie ist also nach dem Gesetz von Coulomb abhängig vom Abstand zwischen dem Kernund den Bindungselektronen und von der Ladung des Atomrumpfs.Die EN nimmt im Periodensystem in der Gruppe nach unten ab. Weil mit zunehmenderSchalenzahldie Aussenelektronen, und damit auch die Bindungselektronen, weiter vomKern entfernt sind, werden sie weniger stark angezogen.In der Periode nimmt die EN nach rechts zu. Auch dies ist verständlich: Durch die Zunahmeder Rumpfladungwerden die Aussenelektronen, und damit auch die Bindungselektronen,stärker angezogen

Sind zwei Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität gebunden, ist das bindende Elekt-ronenpaar zum Partner mit der höheren EN verschoben: Die Bindung ist polar. Das elektro-negativere Atom besitzt eine negative, sein Bindungspartner eine positive Partialladung. DieBindungspolaritätist umso höher, je grösser der Unterschied in der EN der Bindungs- partner ist

Die Bindungslänge ist die Summe der kovalenten Radien (r). Diese sind deutlich kleiner als die Radiender Einzelatome (Van-der-Waals-Radien, R), weil die Hüllen der Atome überlappen

Er ist der halbe Abstand zwischen den Zentren von einfach gebundenengleichartigen Atomen

Die Bindungsenergie (BE)ist die Energie, die bei der Bildung einer Atombindung freiwird.Zur Spaltung einer bestehenden Bindung muss derselbe Energiebetrag aufgewendet werden.Je höher die BE, umso energieärmerist das Molekül bzw. der entsprechende Stoff

Der Wert der Bindungsenergieist umso höher, je stärker die Bindungskräfte sind

Die Zusammensetzung eines Moleküls wird durch die Molekülformelbeschrieben. Sie setztsich zusammen aus den Symbolen der gebundenen Atome und aus den Indices für die Anzahlder Atome, die in einem Molekül gebunden sind (sofern sie von 1 abweicht): H2O, CO2, NH3, H2SO4. In der Formel steht das Symbol des Elements mit der höheren ENmeist hinten, die Symbole der Elemente der IV. und der V. Gruppe stehen immer vorn.Herleitung Für Moleküle, die der Oktettregel gehorchen, lässt sich die Zusammensetzung aus der Zahlder Valenzelektronen bzw. aus den Bindungswerten der beteiligten Atome ermitteln. Die Indi-ces müssen so gewählt werden, dass alle Atome die nötige Zahl von Bindungen erreichen.

Der Name einer binären Molekülverbindung wird gebildet aus den Namen der beiden Ele- mente und der Endung -id. Für das zweite Element wird oft eine aus dem lateinischen Namen abgeleitete Bezeichnung verwendet (O: oxid, S: sulfid, H: hydrid). Durch griechische Zahlwör- ter (mono, di, tri, tetra, penta, hexa) vor den Elementnamen wird angegeben, wie viele Atome der betreffenden Sorte in einem Molekül gebunden sind

Die Indices einer Molekülformel geben die Zahl der Atome an, die in einem Molekülgebunden sind, machen aber keine Angabe über die Verknüpfung dieser Atome. Wie beim Wasser-Molekül lässt sich auch bei vielen anderen Molekülen die Verknüpfung derAtome mithilfe der Oktettregel herleiten. Man sucht eine Anordnung, bei der allen Atomenacht (bzw. zwei) Elektronen zur Verfügung stehen.

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• Zahl und Art der gebundenen Atome, beschrieben durch die Molekülformel.
• Die Art der Bindungen beschrieben durch die Strukturformel
• Die Molekülgestalt, beschrieben durch Bindungswinkel und Bindungslängen, kann durch Molekülmodelle dargestellt werden.

Im Kalotten-Modell werden die Atome durch Kalotten unterschiedlicher Grösse dargestellt.Im Kugel-Stab-Modell werden die Atomrümpfe durch Kugeln, die bindenden Elektronen-paare durch Stäbchen dargestellt. In der Keilstrichformelstehen Striche für Bindungen in derZeichenebene, Keile bzw. gestrichelte Keile für Bindungen, die nach vorne bzw. hinten gerich-tet sind. Die Grösse und die Gestalt der Moleküle sind massgebend für die Art und die Stärkeder zwischenmolekularen Kräfte, und damit für viele physikalische Stoffeigenschaften