7 Moleküle - Chemische Bindung und Lewis-Formeln

Übersicht über die drei chemischen Bindungstypen

• Vorkommen von Atomen:

  • Bei Raumtemperatur treten einzelne Atome ausschliesslich bei den Edelgasen auf.
  • Die grosse Mehrheit der Stoffe besteht aus Atomverbänden.
  • Der chemische Zusammenhalt zwischen den Atomen wird als chemische Bindung definiert.

• Klassifizierung der Bindungstypen:

  1. Elektronenpaarbindung (kovalente Bindung):
     • Tritt bei Molekülen auf.
     • Beteiligte Atome: Nichtmetallatome + Nichtmetallatome.
     • Beispiele: $C$-Atome in organischen Verbindungen, $CH_{4}$, sowie komplexe Moleküle wie ein Koffein-Molekül.
  2. Ionenbindung:
     • Tritt bei Salzen auf.
     • Beteiligte Atome: Meist Nichtmetallatome + Metallatome.
     • Ausnahmen: Es gibt Verbindungen ohne Metalle, die dennoch Ionenbindungen aufweisen, wie zum Beispiel Ammoniumchlorid ($NH_{4}Cl$).
     • Beispiel: Kochsalz ($NaCl$).
  3. Metallbindung:
     • Tritt bei Metallen auf.
     • Beteiligte Atome: Metallatome + Metallatome.
     • Beispiel: Gold ($Au$).

Die Bildung von Molekülen und energetische Grundlagen

• Bestandteile: Moleküle setzen sich immer aus Nichtmetall-Atomen zusammen. Typische Atomsorten sind $C$, $H$, $N$, $O$, $P$, $S$ sowie die Halogene.

• Energetik der Molekülbildung:

  • Ein Verband von Atomen ist energetisch günstiger (stabiler) als isolierte Atome.
  • Elektrostatische Kräfte:
    • Anziehung: Wirkt zwischen dem Kern eines Atoms und den Elektronen benachbarter Atome.
    • Abstossung: Wirkt zwischen benachbarten Kernen sowie zwischen benachbarten Elektronenhüllen.

• Die Potenzialkurve (Energie-Abstands-Diagramm):

  • Die Kurve stellt die potenzielle Energie des Systems (z. B. zwei $H$-Atome) in Abhängigkeit vom Kernabstand dar.
  • Phase der Annäherung (Punkte 1 & 2): Wenn sich zwei Atome aus unendlichem Abstand nähern, nimmt die Energie ab, da die Anziehungskräfte überwiegen.
  • Energieminimum (Punkt 3): Hier ist der stabilste Zustand erreicht. Der Kern-Kern-Abstand an diesem Punkt wird als Bindungslänge ($r$) bezeichnet.
  • Repulsionsbereich (Punkt 4): Bei sehr geringem Abstand überwiegt die Abstossung der Kerne extrem; die Energie steigt steil an, wenn der Abstand weiter verringert werden soll.

• Definitionen:

  • Bindungslänge: Der Abstand der Atomkerne am Punkt des Energieminimums.
  • Bindungsenergie: Die gesamte Energieabsenkung, die eintritt, wenn sich Atome aus unendlichem Abstand bis zur Bindungslänge annähern. Dies ist auch die Energie, die frei wird bei der Bildung oder aufgewendet werden muss bei der Spaltung der Bindung.

Edelgaskonfiguration und Reaktivität

• Das Bestreben der Atome: Atome streben den Zustand einer Edelgaskonfiguration an (vollbesetzte Valenzschale).

• Reaktivität:

  • Atome ohne Edelgaskonfiguration sind prinzipiell reaktionsfähig. Sie reagieren mit anderen Teilchen, um eine edelgasähnliche Elektronenverteilung zu erreichen.
  • Atome mit Edelgaskonfiguration (Edelgase wie Helium, Neon etc.) sind reaktionsträge (inert). Sie kommen in der Regel nur einzeln vor und bilden keine Moleküle.

• Mechanismus der kovalenten Bindung:

  • Moleküle entstehen durch die Überlappung von einfach besetzten Elektronenwolken zweier Atome.
  • Es bildet sich eine doppelt besetzte Elektronenwolke bzw. ein gemeinsames Elektronenpaar.
  • Das gemeinsame Elektronenpaar bewirkt den Zusammenhalt (kovalente Bindung).
  • Beispiel Wasserstoff ($H_{2}$): Zwei einzelne $H$-Atome mit je $1$ Valenzelektron verbinden sich zu einem Molekül mit $2$ Valenzelektronen (entspricht der Konfiguration von Helium).
  • Beispiel Chlor ($Cl_{2}$): Zwei $Cl$-Atome mit je $7$ Valenzelektronen teilen sich ein Paar, sodass beide Atome $8$ Elektronen (Oktett) in ihrer Umgebung haben.

Die Elektronenpaarbindung im Detail (nach Gilbert Newton Lewis)

• Historischer Kontext: Der amerikanische Chemiker Gilbert Newton Lewis postulierte zuerst, dass Atome in Molekülen durch gemeinsame Elektronenpaare zusammengehalten werden. Er führte die Valenzstrichformeln (Lewis-Formeln) ein.

• Physikalische Beschreibung am Beispiel Wasserstoff ($H_{2}$):

  • Ein $H$-Atom besteht aus einem Proton (Kern) und einem Elektron in einer kugelsymmetrischen Ladungswolke.
  • Durchdringung der Wolken = Überlappung.
  • Im Überlappungsbereich bewegen sich die Elektronen im Anziehungsbereich beider Kerne, was zu einer negativen Ladungsverdichtung führt.
  • Die Bindung erfolgt durch elektrostatische Anziehung zwischen diesen Elektronen und den beiden Kernen.

• Quantitative Daten für Wasserstoff ($H_{2}$):

  • Bindungslänge: $74\,pm$ ($1\,pm = 10^{-12}\,m$).
  • Bindungsenergie: $435\,kJ/mol$.
  • Avogadro-Konstante: $1\,mol = 6.02 \times 10^{23}$ Bindungen.
  • Die Bildung von $1\,mol$ $H_{2}$ setzt $435\,kJ$ frei; die Spaltung benötigt denselben Betrag.

Regeln für Lewis-Formeln und die Edelgasregel

• Edelgasregel (Oktettregel):

  • Nichtmetall-Atome wollen so viele Elektronen in ihrer nächsten Umgebung haben wie das im Periodensystem nächststehende Edelgas.
  • In der Regel sind dies 8 Elektronen (Oktett) für Atome ab der 2. Periode und 2 Elektronen (Duplett) für Wasserstoff.
  • Gemeinsame Elektronenpaare werden beiden beteiligten Atomen voll zugerechnet.

• Darstellungskonventionen:

  • Bindungsstrich: Ein Strich zwischen Elementsymbolen repräsentiert ein bindendes (gemeinsames) Elektronenpaar.
  • Freies Elektronenpaar: Ein Strich am Symbol repräsentiert ein nicht-bindendes (einsames) Elektronenpaar.
  • Lewis-Symbole für Atome: Punkte stehen für einzelne Elektronen (einfach besetzte Wolken), Striche für Elektronenpaare (doppelt besetzte Wolken) in der Valenzschale.

• Sonderfall Helium ($He$): Da die erste Schale bereits mit zwei Elektronen voll besetzt ist, kann Helium keine Elektronenpaarbindungen eingehen.

• Rezept zum Ermitteln einer Lewis-Formel:

  1. Intuitiv: Atome basierend auf der Punktschreibweise verbinden.
  2. Valenzelektronen zählen: Die Summe aller Valenzelektronen aller Atome berechnen.
  3. Elektronenpaare bestimmen: Summe der Valenzelektronen dividiert durch $2$. Die Anzahl der Striche in der Zeichnung muss diesem Wert entsprechen.
  4. Überprüfung: Jedes Atom muss die Edelgaskonfiguration erreichen.
  5. Verknüpfung anpassen: Falls die Regel nicht erfüllt ist, müssen Mehrfachbindungen oder andere Verknüpfungen gewählt werden.

• Fixierte Bindungsfähigkeiten (Merksätze):

  • $H$-Atome: Gehen immer genau 1 Bindung ein.
  • $C$-Atome: Gehen immer genau 4 Bindungen ein.
  • $O$-Atome: Gehen meist 2 Bindungen ein (manchmal 1).
  • $O-O$-Bindungen werden vorerst (in diesem Lernstadium) ausgeschlossen.

Mehrfachbindungen

• Doppelbindung:

  • Zwei Atome teilen sich zwei Elektronenpaare.
  • Beispiel Sauerstoff ($O_{2}$): $O=O$.
  • Die beiden Elektronenwolken stossen sich gegenseitig ab und sind daher "bananenartig" gekrümmt.
  • Eigenschaften im Vergleich zur Einfachbindung: Stärker (höhere Bindungsenergie) und kürzer.
  • Hinweis: Die Bindungsenergie ist weniger als doppelt so hoch wie bei einer Einfachbindung, da die gegenseitige Abstossung der Paare die Bindung leicht schwächt.

• Dreifachbindung:

  • Zwei Atome teilen sich drei Elektronenpaare.
  • Beispiel Stickstoff ($N_{2}$): $|N \equiv N|$.
  • Eigenschaften: Noch kürzer und energiereicher als Doppelbindungen.
  • Beispiel Vergleich $C-C$ Bindungen:
    • Einfachbindung ($C-C$): Länge $154\,pm$, Energie $348\,kJ/mol$.
    • Doppelbindung ($C=C$): Länge $134\,pm$, Energie $614\,kJ/mol$.
    • Dreifachbindung ($C \equiv C$): Länge $120\,pm$, Energie $839\,kJ/mol$.

Fragen & Diskussion (Übungsbeispiele)

• Stoffklassifizierung:

  • Moleküle: $C_{4}H_{10}O$, $SO_{2}$, $H_{2}SO_{4}$, $C_{6}H_{6}$.
  • Salze: $Cu(CH_{3}COO)_{2}$, $Na_{2}SO_{4}$, $Fe(SCN)_{3}$.
  • Metalle: $Rb$.

• Moleküle zum Zeichnen (Lewis-Strukturen):

  • Methan ($CH_{4}$): Zentrales $C$, vier $H$ einfach gebunden.
  • Wasser ($H_{2}O$): $O$ mit zwei freien Elektronenpaaren und zwei Bindungen zu $H$.
  • Kohlenstoffdioxid ($CO_{2}$): $O=C=O$ (lineares Molekül, zwei Doppelbindungen).
  • Essigsäure ($CH_{3}COOH$): Enthält eine Methylgruppe, eine $C-C$ Bindung und eine Carboxygruppe ($C=O$ und $C-OH$).
  • Stickstoff ($N_{2}$): Dreifachbindung zwischen den Atomen, jedes Atom hat ein einsames Elektronenpaar.
  • Ammoniak ($NH_{3}$): Stickstoff mit einem einsamen Elektronenpaar und drei Bindungen zu $H$.

• Diskussion zur Lewis-Formel-Ermittlung:

  • Frage: Warum muss man die Anzahl der Elektronenpaare ermitteln?
  • Antwort: Um sicherzustellen, dass nicht einfach willkürlich Striche gesetzt werden, die nicht der realen Anzahl an Valenzelektronen entsprechen. Beispielsweise könnte man bei $N_{2}$ fälschlicherweise eine Vierfachbindung zeichnen, wenn man nur die Oktettregel im Kopf hat, aber die Gesamtzahl der verfügbaren Elektronen ($10$ für $N_{2}$) ignoriert.

• Fehlersuche in Lewis-Formeln:

  • Ein häufiger Fehler ist das Vergessen von freien Elektronenpaaren (z. B. bei Fluor oder Sauerstoff) oder die Missachtung der Bindigkeit (z. B. Wasserstoff mit zwei Strichen).
  • Beispiel Natrium ($Na-$): Fehlerhaft, da Natrium ein Metall ist und Ionenbindungen eingeht, keine kovalenten Strichbindungen zu Molekülen.