Chemische Bindungen Flashcards
(22 cards)
Energieminimums-Gesetz
Das Energieminimums-Gesetz in der Chemie besagt, dass Atom, Ionen oder Moleküle bei chemischen Reaktion oder Bindungen so miteinander wechselwirken, dass das entstehende System einen stabilen Zustand mit minimaler potenzieller Energie erreicht- je niedriger die Energie, desto stabiler ist die Verbindung.
Ionenbindung
Bei der Reaktion von einem Metall und ein Nichtmetall entsteht eine Ionenbindung, ein Salz. Die Ionen haben die Edelgaskonfiguration erreicht.
Bindungsmodell: Ionen versuchen sich mit möglich vielen gegensätzlich geladenen Ionen zu umgeben, es entsteht ein Kristallgitter ein Salz.
Ionischebindungen haben eine Elektronegativitätsdifferenz von über 1,7.
Eigenschaften von Ionen
Spröde -> werden die Ionen verschoben (schlag) treffen plus auf plus und minus auf minus, gleiche Ladungen stoßen sich ab, Ionen trennen sich
Stromleitung -> Salze bestehen aus Ionen
Hohe Schmelztemperatur -> zwischen den Ionen herrschen starke Anziehungskräfte
sind Hart -> haben einen festen platz- haben eine starke Anziehungskraft
glänzen, meist gut Wasserlöslich
Ionisierungsenergie; Regeln
° Innerhalb einer Gruppe nimmt die Ionisierungsenergie von oben nach unten ab, da die äußeren Elektronen weiter vom Kern entfernt sind und weniger stark gebunden werden
° Innerhalb einer Periode nimmt die Ionisierungsenergie von links nach rechts zu, da die Kernladung steigt und die Elektronen stärker angezogen werden
Große Ionisierungsenergie
Helium: Aufgrund seiner kleinen Atomgröße und der starken Anziehungskraft des Kerns auf die wenigen Elektronen
Fluor: Hohe Kernladung und geringe Atomgröße bewirken eine starke Bindung der Elektronen
Kleinere Ionisierungsenergie
Caesium: Es hat viele Schalen, die Elektronen sind weit vom Kern entfernt und werden schwach gebunden
Kalium: Ähnlich wie Caesium, jedoch mit einer etwas geringeren Anzahl von Schalen
Elektronenkonfiguration
° Elemente mit hoher Ionisierungsenergie (z.B. Edelgase wie Helium oder Neon) besitzen eine besonders stabile Elektronenkonfiguration, da ihre Außenschale vollständig gefüllt ist. Diese Konfiguration ist energetisch günstig und schwer zu destabilisieren.
° Elemente mit niedriger Ionisierungsenergie (z.B. Alkalimetalle wie Natrium oder Kalium) haben nur ein oder wenige Elektronen in ihrer Außenschale, die leicht abgegeben werden können, um eine stabilere Konfiguration (z.B. Edelgaskonfiguration) zu erreichen.
Gitterenergie; Ionen
Die Gitterenergie gibt an, wie viel Energie man benötigt, um ein Ionengitter aufzuspalten und anschließend die einzelnen Ionen in den gasförmigen Aggregatzustand zu bringen. Die Gitterenergie wird in Kilojule je Mol kJ/mol angegeben. Es wird also angegeben, wie viel Kilojoul Energie nötig sind, um das Ionengitter eines Mols, eines Salzes aufzuspalten und anschließend in den gasförmigen Aggregatzustand zu überführen. Dieser Vorgagng ist also stark endotherm, da viel Energie nötig ist. Die Gitterenergie kann über 10.000 kJ/mol betragen.
Wird ein Ionengitter aus den Ionen gebildet, findet sozusagen der genau entgegengesetzte Vorgang statt. Dabei wird Energie frei, die Reaktion ist also exotherm. Die freigesetzte Energie ist genauso groß wie die Gitterenergie.
Coulomb-Gesetz
Es beschreibt Kräfte zwischen zwei Ladungen -> gleiche Ladungen stoßen sich ab. Eine größere Ladung bedeutet eine größere Anziehung.
+ <——————> -
2+ <==========> 2-
Kleinere Teilchen ziehen sich stärker an als große Teilchen, je kleiner die Teilchen desto höher die Anziehung und je geringer der Abstand desto stärker die Anziehung.
F = (Q₁ × Q₂) / r²
Q= Ionenladung, r= Ionenradius bzw. Abstände zwischen Ionen, F hat eine hohe Ionenladung, die Formel zeigt die Anziehungskraft
Verhältnisformel von Salzen
Die Verhältnisformel (auch Summenformel) eines Salzes gibt das kleinste ganze Zahlenverhältnis von Kationen (positiv) zu Anionen (negativ) an, sodass die Gesamtladung ausgeglichen (neutral) ist.
=> Nur das Verhältnis der Ionen, ohne Elektronen Oder Moleküle
Reaktionsgleichung zur Salzbindung
Das ist die chemische Gleichung, wie das Salz durch die Reaktion von Metall + Nichtmetall (oft durch Elektronenübertragung) entsteht
=> Vollständiger Reaktionsablauf, inkl. Edukte und Produkte
Elektronenpaarbindung
Auch Atombindung oder Courfalentebindung genannt.
Reagieren 2 Nichtmetalle miteinander so entsteht eine Elektronenpaarbindung. Hier werden die bindenden Elektronen gemeinsam benutzt, so dass jeder Partner eine volle Außenschale besitzt (Elektronen- Oktett).
Molekülgeometrie (EPA-Modell)
Es geht davon aus, dass:
° sich Elektronenpaare abstoßen und deshalb so weit wie möglich voneinander entfernt anordnen.
° neben den Bindungseelektronenpaaren auch die freien Elektronenpaare eine wesentliche Rolle für den Bau des Moleküls spielen.
° freie Elektronenpaare mehr Raum beanspruchen, da sie nur von einem Atomkernen angezogen werden.
° Mehrfachbindungen wie Einfachbindungen behandeln werden.
Oktett-Regeln
Die Oktett-Regel besagt, dass Atome in chemische Verbindung dazu tendieren, acht Elektronen in ihrer äußeren Schale (Valenzschale) zu haben- also die gleiche Elektronenkonfiguration wie ein Edelgas.
° „Ok“ = 8 -> Ziel sind 8 Außenelektronen
° Diese Konfiguration ist besonders stabil (wie z.B. bei Helium, Neon, Argon usw.)
Lewis-Formel:
Überall wo ein Punkt ist kann eine Bindung eingegangen werde. Die Striche sind freie Elektronenpaare.
Polare und Unpolare Elektronenpaarbindung
Es handelt sich um Bindungen zwischen zwei Atomen, die Elektronegativitätsdifferenz gibt die Stärke der Anziehung an und ist wichtig, da sich Atome beim Reagieren Teilen. Der niedrigere Wert wird vom höheren abgezogen. Ist die Elektronegativitätsdifferenz unter 0,5 ist sie Unpolar, ist sie aber von 0,5 bis 1,7 ist sie polar. Polarehbindungen sind Dipole, Dipole sind wie Magneten -> eine Seite + andere Seite -
Metallbindungen
Die 4 typischen Metalleigenschaften sind Metallischer Glanz, Wärmeleitung, Verformbarkeit, dass bedeutet eine hohe Beweglichkeit der Elektronen und elektrische Leitung, dies hängt ebenfalls mit hoher Beweglichkeit der Elektronen zusammen.
Bindungsodell; Metall
° Metallatome haben meist nur 1-2 Außenelekronen
° diese sind sehr beweglich und verlassen leicht ihren Aufenthaltsbereich
° so entstehen positiv geladene Atomrümpfe
° diese werden durch negativ geladene Elektronen zusammengehalten
° da Elektronen sich wie freie Teilchen in einem Gas bewegen spricht man von Elektronengas
Legierungen
Um Legierungen handelt es sich wenn man zwei verschiedene Metalle mit einander Verarbeitet.
Legierungen werden verwendet da man Metalle härter oder formbarer macht als reine Metalle, aber auch um Spezielle Eigenschaften wie Magnetismus, Rostfrei sein usw. erzielen möchte. Legierungen sind oft auch günstiger.
Beispiele sind Rotgold (Gold und Kupfer), Stahl (Eisen und Kohlenstoff), Messsing (Kupfer und Zink) oder Bronze (Kupfer und Zinn).
Metallcharakter
Der Metallcharakter eines Elements beschreibt seine Fähigkeit, Elektronen abzugeben. In einer Gruppe des Periodensystems nimmt der Metallcharakter von oben nach unten zu, da die äußeren Elektronen weiter vom Kern entfernt sind und leichter abgegeben werden können. In einer Periode steigt der Metallcharakter von rechts nach links, weil die Ionisierungsenergie abnimmt. Elemente wie Francium (links unten) sind stark metallisch, während Fluor (rechts oben) ein typisches Nichtmetall ist. Edelgase sind trotz ihrer rechten Position im PSE keine Metalle, da sie eine stabile Elektronenkonfiguration besitzen.
Veränderung des Atomradius innerhalb einer Gruppe bzw. einer Periode
Der Atomradius wächst in einer Gruppe von Oben nach unten durch zusätzliche Elektronenschalen, während er in einer Periode von links nach rechts abnimmt, da die steigende Kernladung die Elektronen stärker anzieht.
Große Atomradien
° Cäsium (Cs): Wegen der vielen Elektronenschalen in der 6. Periode ist der Radius groß
° Radium (Ra): In der 7. Periode führen viele Schalen zu einem großen Radius
Kleine Atomradien
° Helium (He): Mit nur einer Schale ist der Radius sehr klein
° Flour (F): Die starke Kernladung in der 2. Periode zieht die Elektronen nah an den Kern
