4.4 Polare und unpolare Atombindung
Auch dafür gibt es eine mehr interaktive Seite:
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4.4.1 Unpolare Atombindung
Bei der unpolaren Atombindung werden die Bindungselektronen von beiden Atomen gleich oder nahezu gleich angezogen. Bsp.: O₂, Cl₂, etc.
Am Beispiel vom Chlor-Molekül etwas erklärt.
Da beide Chlor-Atome die gleiche Elektronegativität ("Geilheit nach Elektronen") haben, ziehen sie gleich stark. Die Elektronen sind somit in der "Mitte" der beiden Atomkerne. Die Elektronegativitätdifferenz ist 0 ("Null").
Veranschaulichen kann man die Elektronenverteilung mit Hilfe der Federn aus der Physik. Wenn eine Kugel mit gleichstarken Federn befestigt wurde, so ist die Kugel genau in der Mitte. Auch wenn ich die Kugel z.B. nach rechts verschiebe, wird sie sich wieder in die Mitte einpendeln.
| Wichtige Faustregel: Bei einer Elektronegativitätsdifferenz (ΔEN) von 0 bis etwa 0,4 spricht man von einer unpolaren Atombindung. |
4.4.2 Polare Atombindung
Bei der polaren Bindung werden die Bindungselektronen von einem Atom stärker angezogen als von dem anderen. Dadurch ist die Elektronenwolke zum Atom mit der höheren EN verschoben.
Durch die asymmetrische Verteilung der Elektronen kommt es zu Teilladungen.
Man kennzeichnet die Ladungsverschiebung mit den Symbolen für Teilladungen δ+ und δ- („delta plus bzw. delta minus“) und/oder mit der Keilschreibweise: Hierbei macht man die Seite der Atombindung "dicker", die "mehr" Elektronen hat (bzw. wohin die Elektronen verschoben sind).
Vom gleichen Molekül hier noch ein paar weitere Erklärung mit Hilfe unterschiedlicher Abbildungen:
Auch hier kann der Vergleich aus der Physik bei der Vorstellung helfen. Hierbei ist die Kugel in Richtung der stärkeren Feder verschoben.
| Wichtige Faustregel: Bei einer Elektronegativitätsdifferenz (ΔEN) von etwa 0,4 bis etwa 1,8 spricht man von einer polaren Atombindung. |
4.3 Elektronegativität (= EN)
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Startseite für Elektronegativität (EN)
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Mit Hilfe der Elektronegativität (EN) kann man in der Chemie viel erklären (Siedetemperaturen, Reaktionsverläufe, Ionenbildung, Polarität, Redoxreaktionen, etc. ). Deshalb ist es sehr wichtig, dass man diesen Begriff versteht und anwenden kann! Der Begriff geht auf Linus Pauling zurück.
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Definition 1: Die Elektronetativität ist ein Maß für das Bestreben eines Atoms, innerhalb eines Moleküls, dem es selbst angehört, Elektronen an sich zu ziehen. |
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Definition 2 (vereinfachte Version): Fähigkeit eines Atoms, Bindungselektronen anzuziehen. |
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Definition 3 (inoffzielle Version): {slider title="Inoffizielle Definition für Elektronegativität" open="false" class="icon"} Maß der Geilheit der Atome auf Elektronen! {/sliders} |
Die Anziehungskraft hängt vor allem von 2 Faktoren ab:
1. Ladung des Atomkerns d.h. die Anzahl der Protonen
(je höher die Ladung Innerhalb einer Periode ist, desto größer ist die EN durch die größere Anziehung) → In der Regel Zunahme innerhalb einer Periode.
2. Anzahl der Elektronenschalen (je mehr Schalen, umso schwächer die Anziehung zwischen Kern und Valenzelektronen, da innere Schalen die Anziehung abschwächen) → In der Regel Abnahme innerhalb einer Hauptgruppe.
In den meisten Periodensystemen der Elemente findet man die EN-Angabe. In der nächsten Abbildung in rot hervorgehoben (PSE umfasst hier nur die Hauptgruppen).
Info: Das Element mit der höchsten EN ist Fluor (ursprünglich bekam es den Wert 4; da Elektronegativität unterschiedlich bestimmt wird, findet man auch den Wert 4,1). Geht man von Fluor (F) aus nach links, dann nimmt die EN um etwa 0,5 ab. So kann man sie Werte der 2. Periode recht schnell ableiten. Auswendig kann man dann noch Wasserstoff (H) wissen. Besser ist, man hat ein PSE, auf dem EN-Werte abgedruckt sind. Habt ihr noch keines, könnt ihr auf meiner Seite ein beliebiges in pdf-Format runterladen und ausdrucken.
Wichtig wird in Zukunft sein, die Differenz von unterschiedlichen EN-Werten zu berechnen. Dafür größeren EN-Wert und subtrahiert den kleinen EN-Wert.
ΔEN = großer EN-Wert - kleiner EN-Wert
Beispiel: HF
ΔEN = 4,1 - 2,2 = 1,9
Beispiel: F2
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ΔEN = 4,1 - 4,1 = 0
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4.2 Atomradien
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Folgende Abbildung zeigt, wie der Zusammenhang der Atomradien und das PSE ist.
Überlegt Euch die Erklärungen dafür, dass die Atomradien von oben nach unten und von rechts nach links zunehmen.
Innerhalb einer Hauptgruppe:
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Atomradien nehmen von oben nach unten zu, da die Anzahl der Schalen zunimmt.
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Innerhalb einer Periode:
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Atomradien nehmen von links nach rechts ab. Da die Anzahl der Protonen steigt, werden die Elektronen stärker vom Atomkern angezogen.
Diese Anziehung überwiegt die Abstoßung der Elektronen untereinander.
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4.4 Der räumliche Bau von Molekülen
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Etwas genauer, mit mehr Abbildungen gibt es auf der Basischemie-Seite. Zum Lernen vielleicht besser geeignet. Den Tafelanschrieb gibt es aber komprimierter auf dieser Seite.
Übungsseiten zum räumlichen Bau von Molekülen
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Im Kugelwolkenmodell ordnen sich die vier energetisch gleichwertigen Orbitale tetraedrisch an. Durch die gegenseitige Abstoßung (durch die gleiche, negative Ladung der Elektronen) der „Elektronenwolke“ erreichen sie so den größtmöglichen Abstand voneinander: Tetraederwinkel: 109,5 °
a) Das Methan-Molekül (CH₄)
Die 4 Wasserstoff-Atome sind tetraedrisch um das Kohlenstoff-Atom angeordnet. Die bindenden Elektronenpaare haben somit den größtmöglichen Abstand voneinander.
b) Das Ammoniak-Molekül (NH₃):
Im Ammoniak-Molekül stoßen sich die drei bindenden und das eine freie Elektronenpaar gegenseitig ab. Die Winkel zwischen den bindenden Elektronenpaaren sind jedoch nur 107° (statt 109,5°).
Erklärung (durch Zusatzannahmen): Die „Elektronenwolke“ eines nichtbindenden Elektronenpaares nimmt einen größeren Raumbereich ein als die eines Bindungselektronenpaars. Sie drückt daher die anderen „Elektronenwolken“ etwas näher zusammen. Der Bindungswinkel wird kleiner.
| Merke: Nichtbindende Elektronenpaare nehmen einen größeren Raum ein als bindende Elektronenpaare. |
Info für Interessierte: Das oben genanntes Modell ist ein vereinfachtes VSEPR-Modell (Abkürzung für englisch valence shell electron pair repulsion, deutsch Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßung), auch EPA-Modell (Elektronenpaarabstoßungs-Modell)