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1 Die Elektronegativität (EN) ist dieKraft, mit der ein Atom in einer Bindung das bindende Elektronenpaar anzieht.
2 Die EN ist im PSE bei Fluor- und Sauerstoffatomen am höchsten. Mit zunehmendem Abstand des Elementes im PSE vom Fluor sinkt die EN ab.
3 Elektropositivsind Atome mit geringer Elektronegativität (hohe EN-Differenz: ionische Bindung, Differenz an EN ≈0: unpolar). Besonders elektropositiv sind die Atome unedler Metalle (rechts im PSE stehend).
4 Es gibt drei wichtige Arten der chemischen Bindung: Ionenbindung (hohe EN-Differenz der Bindungspartner), Atombindung (geringe EN-Differenz) und die metallische Bindung (in Legierungen). Beispiele: Chlorgas, Natriumchlorid und Natrium-Kalium-Legierungen:
1 Atommodelle versuchen, den Aufbau der Atome zu beschreiben – die chemische Bindung zwischen ihnen wird in Bindungsmodellen beschrieben.
Hinweise:
Fachbegriffe aus den Atommodellen neben Atom, Ion und Molekül sind Elementarteilchen und Isotop :
Elementarteilchen sind Bestandteile eines Atoms (Proton p + und Neutron n im Atomkern, Elektronen e - in der Atomhülle).
Isotope sind Atome eines Elementes (also mit gleicher Protonenzahl) aber von unterschiedlicher Neutronenzahl (also ungleicher Neutronenzahl).
Die Atomhülle ist der fast masselose Bereich des Atoms um den Atomkern. Hier halten sich die Elektronen auf (in Schalen / Orbitalen).
Fachbegriffe aus den Bindungsmodellen neben Elektronegativität und chemischer Bindung sind Orbitale und Hybridisierung .
Orbitalmodell und MO-Theorie
1 Die Orbitaltheorie beschreibt den Aufenthaltsbereich der Elektronen in der Atomhülle anders als das Bohr’sches Atommodell nicht auf „Bahnen“ und in „Schalen“, sondern „wellenmechanisch“ in Räumen erhöhter Aufenthaltswahrscheinlichkeit. Elektronen sind hier nicht nur „Teilchen“ sondern auch „stehende Wellen“, die sich in diesen Orbitalen aufhalten.
2 Vereinfachtes Orbitalmodell: Die Elektronen halten sich im Atom nicht auf Bahnen, sondern in Kugelwolken auf – jeweils zwei in einer Kugelwolke („Elektronenpaare“) und je „Schale“ gibt es vier Kugelwolken („Elektronenoktett“).
1 Ein Atomorbital (AO) ist der Aufenthaltsbereich eines Elektrons oder Elektronenpaares in einem Einzelatom(s-,p-,d-,f-Orbital: kugel-, hantel-, doppelhantelförmig usw.). Beispiel: In der innersten und zweitinnersten „Schale“ (1. Energieniveau) existieren kugelförmige s-Atomorbitale (1s, 2s) und in der zweitinnersten Schale (2. Energieniveau) existieren entlang der x-, y- und z-Achse je ein hantelförmiges p-Orbital (2px, 2py, 2pz): Bildquelle: Gemeinfrei, unter https://de.wikipedia.org/wiki/Datei:AOs-3D-dots.png Abbildung: Computergenerierte Darstellung der Wahrscheinlichkeitsdichte des 1s-Orbitals mithilfe einer (sehr feinen) Punktwolke Bildquelle: R.J.Hall, wikimedia commons, über: https://de.wikipedia.org/wiki/Datei:Orbital_s1.png (GNU-Lizenz für freie Dokumentation)
2 Ein Hybridorbital (HO) ist der Aufenthaltsbereich eines Elektrons oder Elektronenpaares, der sich aus unterschiedlichen Atomorbitalen gebildet hat (Hybridisierung, Bildung von Mischorbitalen: sp,sp2,sp3,...).Beispiel:Drei 2p-POrbitale und ein 2s-Orbital bilden vier gleichwertige sp3-Mischorbitale (links), während zwei 2p-Orbitale und ein 2s-Orbital ein sp2-Hybridorbital ergeben (rechts): sp3spBildquelle: User:sven, wikimedia commons, über: https://de.wikipedia.org/wiki/Hybridorbital#/media/File:Sp3-Orbital.svg (Lizenz: the Creative CommonsAttribution-Share Alike 3.0 Unported)
3 Ein Molekülorbital (MO) ist der Aufenthaltsbereich eines Elektrons oder Elektronenpaares in einem Molekül (zwischen Einzelatomen; -Bindung achsensymmetrisch, -Bindung unsymmetrisch durch Beteiligung von p-Orbitalen). MOs bilden sich aus Atom- und Hybridorbitalen (Die MO-Theorie ersetzt die frühere Valenzstruktur-, valence-bond- oder VB-Theorie, die bildende Elektronenpaare beschreibt). Beispiel 1:Zwei Wasserstoffatome bilden ein bindendes Molekülorbital (links) und ein leeres, antibindendes MO (rechts). Bildquelle: Von Benjah-bmm27 - Eigenes Werk, Gemeinfrei, https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=1970739)
Beispiel 2: Ein Fluorwasserstoff-Molekülorbital entsteht im Fluorwasserstoff-Molekül H-F, wenn ein 1s-Atomorbital vom Wasserstoffatom H (oben links) und ein 2p-Atomorbitakl vom Fluoratom F (oben rechts, hantelförmig) zu einem MO verschmelzen (unten):
Hinweis: Neben den drei Arten chemischer Bindung – der Atom-, Ionen- und Metallbindung – existieren auch Wasserstoffbrückenbindungen und koordinative Bindungen: Eine Wasserstoffbrückenbindung ist eine über Wasserstoffatome locker erfolgte Bindung zwischen zwei polaren Molekülen (Dipol-Dipol-Wechselwirkung) Eine koordinative Bindung ist eine Bindung höherer Ordnung (unabhängig von Wertigkeit und Oxidationszahl) in einem Komplex zwischen einem Nebengruppenmetall-Kation und Molekülen mit freien Elektronenpaaren (Liganden). Ein Ligand ist ein Molekül mit freien Elektronenpaaren in einem Komplex, die Koordinationszahl gibt an, mit wieviel „einzähnigen“ Liganden sich ein Zentralatom in einem Komplex umgeben kann.
Alkali- und Erdalkalimetalle
1 Verbindungen sind chemisch zerlegbare Reinstoffe, keine Stoffgemische.
Hinweis: Zu den Stoffgemischen gehören z.B. Emulsinen, Suspensionen und Aerosole: Eine Emulsion ist ein Stoffgemenge aus zwei nicht mischbaren Flüssigkeiten (z.B. Öl in Wasser). Eine Suspension ist ein Stoffgemenge / eine Aufschlämmung von unlöslichem Feststoff in einer Flüssigkeit. Ein Aerosol ist ein Stoffgemisch von Flüssigkeit in Gas (z.B. Nebel), ein Kolloid ist eine Aufschlämmung von Feststoff in Flüssigkeit, die sich ohne Ausflockung nicht filtrieren lässt.
1 Das Zerlegen von Verbindungen (Analyse) ist deshalb immer eine chemische Reaktion – im Unterschied zu Aggregatzustandsänderungen und