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1.1: Die chemische Bindung
Unter den Bedingungen die auf der Erde herrschen, existieren einzelne isolierte Atome nicht, außer bei den Edelgasen (8 Hauptgruppe, 8 Außenelektronen). Die anderen Atome gehen Verbindungen ein.
1.2: "Edelgas- oder Oktanregel"
Durch das Zustandekommen einer Bindung wird die Elektronenhülle verändert. Die Verbindung strebt immer den Zustand eines Energieminimums an. Da Edelgase als einzige Atome einzeln vorkommen, scheint ihr Elektronenzustand s2p6 energetisch begünstigt zu sein. Aus dieser Tatsache heraus wurde die "Edelgas- oder Oktanregel" formuliert: Atome verbinden sich so miteinander, daß ihre Elektronenstruktur der Edelgase entspricht.
1.3: Die Ionisierungsenergie
Elektrisch neutrale Atome enthalten so viele Elektronen, wie die Kernladungszahl Z angibt. Werden ein oder mehrere Elektronen aus der Atomhülle entfernt, so müssen die Anziehungskräfte der Protonen des Kernes überwunden werden. Dies erfordert Energie:
Dabei geht ein elektrisch neutrales Atom in ein positiv geladenes Teilchen -es wird positives Ion genannt- über. Diese dabei aufgewandte Energie heißt Ionisierungsenergie.
Ionisierungsenergie
A ® A+ + e-; EIon > 0
Die energetischen Verhältnisse der Isolierung werden so dargestellt. (siehe Bild 1)
Zufuhr von Ionisierungsenergie entfernt ein positives Ion A+. Da bei chemischen Reaktion die Elektronen der Elektronenhülle beteiligt sind bestimmen die Ionisierungsenergien auch das Reaktionsverhalten der Atome. Innerhalb einer Periode nehmen die Ionisierungsenergien von der ersten zur achten Hauptgruppe hinzu. daher haben die Edelgase die höchsten Ionisierungsenergien, das hängt auch mit ihrer Reaktionsträgheit zusammen. Innerhalb einer Hauptgruppe nehmen die Ionisierungsenergien mit steigender Ordnungszahl jedoch ab, da die Elektronen mit höherer Energie weiter vom Kern befinden. Die weiter innen liegenden Elektronen schirmen die Anziehungskräfte des positiven Kerns ab.
Diese Eigenschaften sieht man besonders bei den Elementen des S-Blocks. Darum treten sie bei Verbindungen immer als positives Ion auf. Es können auch mehrere Außenelektronen Schrittweise entfernt werden. Die Energie die aufgewendet wird bei der Abspaltung des ersten Elektrons heißt 1. Ionisierungsenergie, die des zweiten Elektrons 2. Ionisierungsenergie, und so weiter.
Je mehr Außenelektronen abgespalten sind desto enger wird die Verbindung der restlichen Elektronen mit dem Atomkern. Daraus folgt: a) Die erste Ionisierungsenergie des Atoms hat stets den niedrigsten Wert.
b) Die 2., 3., ... Ionisierungsenergie steigen stufenlos an. Durch die Messung der Ionisierungsenergie kann man auch feststellen wieviele Elektronen bestimmte Energiezustände haben.
1.4: Die Elektroaffinität
Wenn man Elektronen aus der Atomhülle entfernt bildet man ein positives Ion. Nimmt ein neutrales Atom zusätzlich ein Elektron auf, so muß dieses Elektron die Abstoßungskräfte der bereits vorhandenen Elektronen überwinden. Diese Energie heißt Elektroaffinität. Dabei entsteht ein negativ geladenes Ion.
A + e- ® A-
Es kommt besonders bei Nichtmetallen des P-Blocks zur Aufnahme von Elektronen, da in den P-Orbitalen auch Plätze unbesetzt sind. Es kann sogar Energie abgegeben werden. Werden gleich mehrfach negative Ionen gebildet, so muß ein großer Energiebeitrag zugeführt werden. Hier macht sich die Abstoßung zwischen den Außenelektronen stark bemerkbar.
1.5: Die Elektronegativität
Die Elektronegativität gibt an, ob ein Atom seine Außenelektronen festhalten oder noch zusätzliche aufnehmen kann.
Elektronegativität = (Ionisierungsenergie+Elektroaffinität)x 1
Metall bevorzugen positive Ione zu bilden. Sie haben eine niedrige Elektronegativität und halten ihre Elektronen nicht fest. Nichmetalle hingegen haben eine höhere Elektronegativität und können sogar negative Ionen bilden.
Es gibt drei verschiedene Arten Atome miteinander zu kombinieren.
1. Ionenbindung (Heteropolare Bindung) : Ein Partner gibt Elektronen ab (niedrige Elektronegativität) der andere nimmt Elektronen auf (hohe Elektronegativität) Das heißt es werden Elektronen ausgetauscht und es entsteht ein positives und ein negatives Ion die durch elektronische Anziehungskräfte aneinander gebunden sind.
2. Metallbindung (Metallische Bindung) : Alle Bindungspartner geben leicht Elektronen ab (niedere Elektronegativität). Die abgegebenen Elektronen werden nicht mehr von dem Atom festgehalten, sondern bewegen sich frei durch den Teilchenverband. Metalle sind daher elektrisch leitfähig.
3. Atombindung (Kovalente Bindung) : Alle Bindungspartner können Elektronen aufnehmen (hohe Elektronegativität). Das heißt die Elektronen sind im gemeinsamen Besitz.
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