Chemische Bindung

1. Übersicht: Zwischenmolekulare Kräfte

1.1. Dipol-Dipol-Kräfte (herrschen nur zwischen Dipolmolekülen)

1.1.1. Je höher ΔEN, desto größer die Dipol-Dipol-Kräfte !!!

1.1.1.1. Wasserstoffbrücken

1.1.1.1.1. Bsp. H2O

1.1.1.2. sonstige Dipol-Dipol-Kräfte

1.1.1.2.1. Bsp. BrF

1.2. Van der Waals - Kräfte (herrschen zwischen allen Molekülen)

1.2.1. Je größer das Molekül, desto größer die vdW Kräfte!!,

1.2.1.1. Bsp. CO2, CH4

2. Hydratation

2.1. Definition: Unter Hydratisierung - häufig auch als Hydratation oder Hydration bezeichnet - versteht man die Anlagerung von Wassermolekülen an gelöste Ionen. Dadurch entsteht eine Hydrathülle (auch Hydrat-Sphäre bezeichnet).

2.1.1. Anion: negativ geladenes Ion

2.1.2. Kation: positiv geladenes Ion

2.1.3. ΔH: Enthalpie= chemische Energie

2.1.4. ΔH hydratation: Hydratationsenthalpie ( freiwerdende Energie beim Anlagern von Wasser an Ionen)

2.1.5. Ionengitter: Anordnung der Ionen in einer Ionenverbindung (Salz)

2.1.6. ΔH Gitter: Gitterenthalpie (Energie, die man zum Auflösen eines Ionengitters benötigt)

2.1.7. ΔH Lösung: Lösungsenthalpie (Energieumsatz beim Auflösen eines Salzen)

2.1.8. NH4+ : Ammoniumion ; Cl- : Chloridion / NH4Cl: Ammoniumchlorid

3. Elektronenpaarbindung (EPB)

3.1. Oktettregel (Alle Atome streben einen Zustand größter Stabilität an. Dieser ist mit 8 Elektronen (e-) auf der äußeren Schale erreicht.

3.2. Elektronenpaarbindung (bindendes); Elektronenpaar (nichtbindendes)

3.3. Merksatz: Gehen zwei Atome eine Elektronenpaarbindung ein, teilen Sie sich, zwei sogenannte Bindungspaarelektronen. Zieht nun ein Partner stärker an diesem Elektron kommt es zu einer Ladungsverteilung. Der Stärkere Bindungspartner bekommt einen negativen Pol (δ-), der weniger stark ziehende Bindungspartner einen positiv Pol (δ+). Die Elektronegativität EN gibt die Stärke der Anziehungskraft aus die Bindungselektronen.

4. Dipol-Dipol-Kräfte und Wasserstoffbrücken

4.1. Definition: Anziehungskräfte zwischen Dipolmolekülen (nicht innerhalb eines Moleküls !)

4.1.1. sind relativ stark

4.1.2. Je stärker der Dipol (=höhere EN), desto größer die Dipol-Dipol-Kräfte

4.1.3. wirken nur zwischen Dipolmolekülen

4.1.4. Wasserstoffbrücken: sind besonders starke Dipol-Dipol-Kräfte zwischen gebundenen Wasserstoffatomen mit positiver Teilladung und gebundenen Atomen mit stark negativer Teilladung

5. Van der Waals - Kräfte (vdW)

5.1. Definition: vdW-Kräfte sind zwischenmolekulare Kräfte, die zwischen allen Molekülen auftreten ( je größer das Molekül, desto höher die vdW-Kräfte !)

5.1.1. bei 20°C

5.1.1.1. Chlor = gasförmig

5.1.1.2. Brom = flüssig

5.1.1.3. Iod = fest

5.1.2. sind relativ stark

5.1.3. Je größer die Moleküle, desto größer die vdW-Kräfte

5.1.4. wirken zwischen allen Arten von Molekülen = wirken immer!

6. Polare Elektronenpaarbindung und Dipolmoleküle

6.1. Merke:

6.1.1. - Durch eine unterschiedliche Anziehung [Elektronegativität] auf die Bindungselektronen kommt es zu einer Ladungsverschiebung innerhalb der Bindung.

6.1.2. - Die Ladungsverteilung in einem Molekül kennzeichnet man mit den Symbolen δ+ bzw δ-

6.1.3. - Dipolmoleküle sind elektrisch ungeladene Moleküle mit polaren Bindungen, in denen die Ladung nicht symmetrisch verteilt ist. Sie besitzen eine negative und eine positive Teilladung δ-/δ+ (Pol) (> “sie verhalten sich untereinander in etwa wie Magneten”)

6.2. Elektronegativitätsdifferenz [ΔEN]?

6.2.1. 0<EN< 1,7

6.2.1.1. Polare Bindung

6.2.1.1.1. Ladungsverteilung?

6.2.2. EN = 0

6.2.2.1. Unpolare Bindung

6.2.2.1.1. kein Dipolmolekül

7. Zwischenmolekulare Kräfte wirken sich auf verschiedene Eigenschaften der Stoffe aus

7.1. a. Siede- und Schmelztemperatur: Je höher die Zwischenmolekularen Kräfte, d.h. je stärker sich die Teilchen untereinander anziehen, desto höher liegt die Siede- und Schmelztemperatur.

7.2. c. Oberflächenspannung: Je höher die Zwischenmolekularen Kräfte, d.h. je stärker sich die Teilchen untereinander anziehen, desto höher liegt die Oberflächenspannung.

7.3. d. Löslichkeit bzw. Mischbarkeit von Stoffen: Hier gilt der Grundsatz: “ Gleiches löst sich in Gleichem!“. Das heißt polare Stoffe lösen sich in polaren Stoffen, unpolare in unpolaren Stoffen. Polare Stoffe sind in unpolaren Stoffen nicht löslich.

7.4. b. Je höher die Zwischenmolekularen Kräfte, d.h. Je stärker sich die Teilchen untereinander anziehen, desto höher liegt die Viskosität, d.h. desto zähflüssiger eine Flüssigkeit.

8. Gitterenergie (härtester Stoff)

8.1. Definition: Die Energie die man benötigt um das Ionengitter zu zerstören bzw. die Ionen von einander zu trennen nennt man Gitterenergie. Je höher geladen und je kleiner die Ionen desto höher die Gitterenergie desto höher die Schmelztemperatur und Härte des Stoffes (Siedetemperatur).

8.2. Härte ist abhängig von: - Ionenladung (Verbindung/ Abgabe - positiv;Aufnahme - negativ ) - Ionengröße (Schalen - umso weniger Schalen, umso härter)

9. Anomalie des Wassers

9.1. Wasser hat eine besondere Eigenschaft, die es von fast allen anderen Flüssigkeiten unterscheidet. Es hat bei 4 °C sein kleinstes Volumen und damit seine größte Dichte. Geht man von 4 °C aus, so vergrößert sich sowohl bei Temperaturerhöhung als auch bei Temperaturerniedrigung das Volumen. Die Dichte wird damit kleiner. Dieses nicht normale thermische Verhalten von Wasser wird in der Physik als Anomalie des Wassers bezeichnet.