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1. Ionen:
Aus Atomen werden Ionen: />
Ionen entstehen aus Atomen durch Elektronenaufnahme oder Elektronenabgabe.
Elementname
Atom im äußerer
Zahl der abgegebenen
Zahl der aufgenom-
enstehendes
Elektronenschale
Elektronen
menen Elektronen
Ion
Natrium
1
--------------
Magnesium
2
--------------
Fluor
1
Schwefel
2
Verbrennung von Magnesium in Sauerstoff-Oxidation-
Magnesium reagiert mit Sauerstoff zu der Ionenverbindung: Magnesiumoxid
Verbrennung von Magnesium in -Chlor-
Magnesium reagiert mit Chlor zu der Ionenverbindung. Magnesiumchlorid
Zusammenfassung Ionen:
Ionen sind elektrisch geladene Teilchen. Metallatome bilden durch Abgabe von Elektronen positiv geladene Kathionen, sie sind Elektronendonatoren. Nicht Metallatome bilden durch Aufnahme von Elektronen negative geladene Anionen, sie sind Elektronenakzeptoren. Ione sind die "Bausteine" von Salzen, Salze also Ionenverbindungen! Im Kristallgitter werden die entgegengesetze Ionen auf Grund der Anziehungskräfte zusammengehalten. Diese Art der Bindung nennt man Ionenverbindung. Salze haben auf Grund der starken Anziehungskräfte zwischen den Ionen einen hohen Schmelz- und Siedepunkt.
Für Ionen der Hauptgruppen Elemente gilt die Edelgasregel. Atome erreichen durch Abgabe -wenige Valenzelektronen- oder durch Aufnahme - viele Valenzelektronen-, Edelgaskonfigurationen, also 8 Elektronen auf der höchsten Energiestufe.
Kathionen sind kleiner als die Entsprechenden Atome, da die Anziehungskraft der Protonen auf weniger Elektronen wirkt. Anionen sind entsprechend größer als die zugehörigen Atome.
Erweiterung des Redoxbegriffs:
Alte Definition: Neue Definition:
- Sauerstoff Übertragung - Elektronen Übertragung
Reaktion: Magnesium reagiert mit Sauerstoff:
Reaktion: Magnesium reagiert mit Chlor:
- Metalle haben eine unterschiedliche Affinität zu Sauerstoff(alter Redoxreaktion)
- Metalle haben ein unterschiedliches Bestreben Elektronen abzugeben
Beispiele:
Ein Kupferblech wird in eine Magnesiumchloridlösung getaucht.
- Es findet keine Reaktion statt, da Kupfer ein geringes Bestreben hat Elektronen abzugeben als das Magnesium
Ein Zinkblech taucht in eine Silberchloridlösung.
- Da Zink ein deutlich höheres Bestreben hat Elektronen abzugeben, reagiert es mit den Silber-Ionen in einer Redoxreaktion zu elemtarem Silber und Zink-Ionen.
Redoxreihe der Metalle:
Bindungsbestreben zu Sauerstoff nimmt zu....
Mg Zn Fe Ni Pb Ag Au
Bestreben Elektronen abzugeben nimmt ab.....
Versuch :
Beobachtung: Am Eisennagel setzt sich ein rot-brauner Feststoff ab. Die blaue Färbung der Kupferchloridlösung wird heller.
Deutung: Die Kupfer-Ionen reagieren mit dem elemtarem Eisen in einer Redoxreaktion zu elemtarem Kupfer und Eisen-Ionen.
Reduktion:
Oxidation:
Redoxreaktion:
Was passiert bei zwei Elemente zu einer Ionen-Verbindungen wird?
Valenzelektronen werden ausgetauscht. Metalle geben ab, Nichtmetalle nehmen auf.
Molekühlverbindungen durch Valenzelektronen auf der Energiestufe:
Molekühlverbindung
Elementargruppe
Wasserstoff
Sauerstoff
Stickstoff
Chlor
Wasserstoff
Kohlenstoffdioxid
Schwefeldioxid
Schwefelwasserstoff
Die Elektronenpaarbindung
Molekühle bestehen aus Atomen, die über gemeinsame Elektronenpaare miteinander verbunden sind, die Elektronen dieser bindenden Elektronenpaare gehören beiden Atomen gemeinsam. Die Art dieser chemischen Bindung bezeichnet man als Elektronenpaarbildung. Neben Einfachbindungen gibt es auch zweifach oder dreifach Bindungen. Auch für Atome in Molekühle gilt die Oktätregel, allerdings streng genommen, nur für die Atome der ersten und zweiten Periode.
Die gesamte Zahl der Elektronen, der binndenen- und freien Elektronenpaare um einen Atomrumpf ergibt acht.
Zum Zettel "das Elektronenpaarabstoßungs-Model"
- Ein wollständig besetzter Aufenthaltsraum ist Energie ärmer als ein Einfachbesetzter
- Aufenthaltsräume, die besetzt sind stoßen sich auf Grund der negativen Ladung untereinander ab. Der Abstand zwischen ihnen ist also möglichst groß. Dies entspricht bei vier Aufenthaltsräume der Struktur eines Tetraeder.(Methan)
- Da freie Elektronenpaare einen etwas größeren Raum bedarf haben, beträgt der Bindungswinkel abweichend vom Tetraederwinkel, zwischen den Wasserstoffatomen im Ammoniak nur 107° im Wassermolekühl sogar 105°
- sind um einen Atomrumpf nur drei Elektronenpaare, oder ein Bindungspartner mit einer Doppelbindung angeordnet, so ergibt sich ein Bindungswinkel von 120°
- ab der dritten Periode, stehem den Elektronen der äußeren Energiestufe mehr als vier Aufenthaltsräume zu Verfügung. So können sich um ein Atom hier auch mehr als vier Elektronenpaare anordnen
Die Elektronegativität
Die Elektonegativität ist das bestreben von Atomen, Bindungselektronen an sich zu ziehen. Die Elektronegativität ist eine relative Größe.(nur in Relation/in Verhältnisse setzen)
Innerhalb einer Hauptgruppe nimmt die Elektronegativität von oben nach unten ab, da die Entfernung der Bindungselektronen von Atomkern zunimmt.
Die Elektronegativität nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu, da die Ladung des Atomkerns zunimmt.
Periode
1
2
3
4
5
6
7
1
2,1
2
1
1,5
2
2,5
3
3,5
4
3
0,9
1,2
1,5
1,8
2,1
2,5
3
4
0,8
1
1,6
1,8
2
2,4
2,8
5
0,8
1
1,7
1,8
1,9
2,1
2,5
6
0,7
0,9
1,8
1,8
1,9
2
2,2
Ob bei Reaktionen zwischen Atomen einen vollständigen Elektronen Übergang stattfindet- Ionenbindung- oder gemeinsame Elektronenpaare ausgebildet werden -Molekühl- hängt von der Elektronegativitätsdifferenz der beteiligten Bindungspartner ab.
END/ EN : größer als 1,7 = Ionenverbindung
END/ EN: etwa 1,5 = Übergangsform
END/ EN: kleiner als 1,5 = Molekühlverbindungen
Ionenverbindung
Molekühlverbindungen
Bindungsart
Ionenbindung
Elektronenpaarbindung
Beispiel
Elementargruppe
* gibt Zahlenverhältnis an,
* gibt das Zahlenverhältnis an,
dem Kathionen und Anionen in
in dem die beteiligten Atome
dieser Stoffart vorliegen
in einem Molekühl gebunden sind
Entstehung
*Zwischen den Atomen findet
* die Atome bilden durch \"Kom-
bei der Reaktion ein voll-
binationen\" einfach besetzter
ständiger Elektronenüber-
Aufenthaltsräume bindende
gang statt, es entstehen ge-
Elektronenpaare
ladene Teilchen: IONEN
typische Reaktion
Metall+ Nichtmetall
Nichtmetall+Nichtmetall
für:
stoffkenn-
* hohe Schmelz und Siede-
* oft leicht flüchtig
zeichnende Eigen-
temperatur, auf Grund der
(oft Gasförmig)
schaften:
elektrostatischen Anziehungen
zwischen Kathionen u. Anionen,
sind oft sehr gut in Wasser
Natriumchlorid
Ionenverbindung 2,1
Magnesiumchlorid
Ionenverbindung 1,8
Aluminiumchlorid
Molekühlbindung mit Teilchenladung 1,5
Siliciumchlorid
Molekühlbindung mit Teilchenladung 1,2
Schwefelchlorid
Molekühlbindung mit Teilchenladung 0,5
Chlor
Zur Elektronegativität:
Aluminiumchlorid
Molekühlb. mit Teilchenladung 1,5
Siliciumchlorid
Polarelektronenpaarbindung 1,2
Phosphorchlorid
Molekühlbindung 0,9
Schwefelchlorid
mit geringer Polarelektronenb. 0,5
Polarelektronenpaarbindung:
Die Atome habe unterschiedliche Bindungsbestreben zu den Elektronen, so kommt es dazu, dass einige Stoffe die Elektronen stärker anziehen als andere! Diese wird durch die Teilladung angegeben:
Bindungsverhältnisse im Wassermolekühl
Versuch:
Beobachtung: Der Wasserstrahl wird von dem aufgeladenen Stab angezogen. Dabei ist es egal, ob man einen positiv- oder negativ aufgeladenen Stab verwendet.
Deutung: Die Anziehung ist nur dadurch zu erklären, dass "positive und negative Ladung" im Wasserstrahl auftreten.
Zur Erinnerung: Die kleinsten Teilchen in der Stoffart Wasser sind Wassermolekühle:
Aufgrund der unterschiedlichen Elektronegativität von Wasserstoff(2,1) und Sauerstoff(3,5) also aufgrund der Elektronegativitätsdifferenz der beiden Bindungspartner, ist die Elektronendichte am Sauerstoffatom etwas größer als an den Wasserstoffatomen. D.h. die Bindungselektronen halten sich dichter am Sauerstoffatom als an den Wasserstoffatomen auf- polare Elektronenpaarbindung-
Darstellungsweise:
Wird ein geladener Stab an einen Wasserstrahl gehalten, so richten sich die Dipolmolekühle des Wassers entsprechend der elektrostatischen Anziehung aus. Der Wasserstrahl wird angezogen.
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