Chemische Bindungstypen

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Elektronenpaare Kann Elektronen unterschiedlich verteilen → siehe Elektronennegativität Elektronennegativität Fähigkeit eines Atoms, Elektronen zu sich zu ziehen Das Atom mit dem höheren EN-Wert wird mit 8 gekennzeichnet Anhand der EN kann man die vorliegende Bindung herausfinden: A EN-Wert = 88+ → immer der Größe der Kleinere Molekül mehratomiges Teilchen entsteht durch EP-Bindung ungeladen kleiner als 0,5 → unpolare Elektronenbindung F Schalenmodell Atome haben ähnlichen EN → kein bestimmter Pol 0,5 - 1,7 → polare Elektronenbindung Ein Atom ist stärker als das andere → polatisiert Größer als 1,7 →lonenbindung Ð Mg 1,2 Ein Atom entzieht dem anderen das Elektron komplett IF F Lewis-Formel Bindende EPs = 1 Freie -EN-Wert IF-F EPS = 3 (pro Atom) 13 Dipol → Moleküle mit ungleich verteilten Ladungen (Partialladung 8) Polare Elektronenpaarbindung Asymmetrie → Moleküle hat einen positiven und einen negativen Pol +--+ H 8+ Wasserstoffbrückenbindung → Verbindung zwischen Molekülen (Dipolen), da sie einen negativen und einen positiven Pol haben. Dann zieht sich ein Dipol mit dem positiven Pol an den negativen Pol eines anderen Moleküls H H-O-C-H 1 H- H I H 5+ -O-Hst Metallbindung - Eigenschaften der Metalle Atomkern (0 Protonen) bilden das Gitter - Atomrümpfe Elektronen sind nicht an Kern gebunden → freibeweglich → Elektronengas Wärme- und Stromleiter Wärme und Strom kann durch freibewegliche Elektronen gleitet werden Duktilität/Verformbarkeit Bei Druck verschieben sich die Gitter zwar, aber das wird durch Elektronengas aufgefangen nichts stößt sich ab 14 Redoxreaktion → Elektronenübergabe Oxidation Elektronenabgabe Reduktion Oxidationsmittel : Akzeptor → Reduziert Reduktionsmittel : Donator oxidiert Elektronenaufnahme → Oxidationsmittel und Reduktionen können nur zusammen als Redoxreaktion ablaufen → Bindungen innerhalb eines Moleküls Intermolekulare Kräfte Elektronenpaarbindung lonenbindung Metallbindung → Bindungen zwischen Molekülen Wasserstoffbrücken- bindung 15 Bindungstypen - Zusammengefasst lonenbindung Metall + Nichtmetall Kationen und Anionen lonengitter Elektrostatische Anziehungskräfte zwischen Anionen und Kationen - Metalle geben ihre Valenzelektronen ab und werden zu positiv geladenen lonen (Kationen) - Nichtmetalle nehmen Elektronen auf um eine volle Valenzschale zu bekommen und werden zu negativ geladenen lonen (Anionen) -Die An- und Kationen ziehen sich elektrostatisch an - fest - oft gut wasserlöslich - nicht verformbar -hart und spröde meist hoher Siedepunkt Stromleitfähigkeit nur als wässrige Lösung Atombindung Nichtmetall + Nichtmetall OO Moleküle Molekül Gemeinsame(s) Elektronenpaar(e) H Kern-EP-Kern - Nichtmetallatome H ,,tauschen" Elektronen der Valenzschale und ,,nutzen" sie gemeinsam (Elektronrnpaare) - Es gibt: - Einfachbindungen Doppelbindungen - Dreifachbindungen - Anzahl der möglichen Bindungen: Oktettregel (→ voll besetzte Außenschale) - fest, flüssig, gasförmig - meist unlöslich - unterschiedlich Siedepunkt meist niedrig Metallbindung Metall + Metall ● + + Metallionen und frei bewegliche Elektronen Metallgitter elektrostatische Anziehungskräfte zwischen Elektronengas und Atomrümpfen - Metallatome geben Valenzelektronen ab. - Die positiv geladenen Atomrümpfe bilden ein Metallgitter Die abgegebenen Elektronen können sich frei bewegen (Elektronengas) - fest außer Hg - unlöslich meist gut verformbar 1 Bindungs- partner 16 Art des Teilchen Name Bindung durch: Aufbau meist hoher Siedepunkt Siede-punkt keine Stromleitfähigkeit guter elektrischer Leiter elek. Leitf ähigkeit Merkmale