Die chemische Bindung - gym1.at .absetzt. Das Sedimentieren des Niederschlags ist im Video beschleunigt

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    Die chemische Bindung

    Wenn Atome chemische Verbindungen eingehen, dann ändern sich ihre chemischen und physikalischen Eigenschaften.

    Man unterscheidet verschiedene Bindungsarten:  In Molekülen liegt eine Atombindung vor,  Salze werden durch die Ionenbindung zusammengehalten und  Metalle sind im festen Zustand durch die Metallbindung charakterisiert

     Die Oktettregel

    Als Oktett wird eine Elektronenkonfiguration bezeichnet, in der die äußere Elektronenschale eines Atoms mit 8 Elektronen besetzt ist. Edelgase besitzen diese s2p6-Konfiguration (siehe Kap. Atombau). Die so genannte Edelgaskonfiguration ist energetisch besonders günstig.

    Die Oktettregel besagt, dass Atome sehr gerne Verbindungen eingehen (also Elektronen abgeben oder aufnehmen), um die stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen.

    Bsp:

     Die Metallbindung

    Metalle zeichnen sich durch hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit aus. Ihre Atome ordnen sich in „Metallgittern“ an; die Atom“rümpfe“ nehmen einen festen Platz ein. Valenzelektronen bewegen sich frei zwischen den Atomrümpfen; sie werden deswegen auch "Elektronengas" genannt.

    http://www2.chemie.uni- erlangen.de/projects/vsc/chemie- mediziner- neu/bindung/metallbindung.html

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     Die Ionenbindung 

    Wenn Atome Elektronen aufnehmen oder abgeben, entstehen Ionen. Kationen sind Ionen mit positiver Ladung, sie haben also Außenelektronen abgegeben. Anionen nehmen im Gegenzug Elektronen in ihre äußerste Schale auf und sind negativ geladen. Die Kernladungszahl ändert sich jedoch nicht.

    Kationen: Anionen:

    Nicht jedes Atom hat die selbe Neigung zur Bildung von Ionen. Elemente mit hohen Elektronegativitäten ziehen Elektronen stark an, sie bilden also bevorzugt Anionen. Elemente mit niedrigen Elektronegativitätswerten dagegen bilden Kationen.

    Ionisierungsenergie Die Ionisierungsenergie ist die Energie, die benötigt wird um ein Elektron eines Atoms oder Ions abzuspalten. Die Ionisierungsenergie steigt, je mehr Elektronen schon abgespalten sind. Sie steigt rapide an, wenn eine neue Schale angebrochen werden soll. Atomgröße: Elemente mit großem Atomradius (im unteren Teil des Periodensystems) haben eher kleine Ionisierungsenergien, Elektronen können leicht(er) abgespalten werden. Kleine Atome haben eher große Ionisierungsenergien. Elektronenkonfiguration: Bei den Edelgasen lassen sich die Elektronen nur schwer entfernen. Es muss sehr viel Energie aufgewendet werden. Die Alkalimetalle können ihr einzelnes Außenelektron leicht abgegeben, die aufgewendete Ionisierungsenergie dafür ist relativ gering

    Ionisierungsenergien: in eV

    Elemente mit der höchsten Ionisierungsenergie

    Stellung Name 1. 2. 3.

    1 Helium 24,587 54,416 -

    2 Neon 21,564 40,962 63,449

    3 Fluor 17,422 34,968 62,707

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    Die Elektronegativität der Atome

    Die von Linus Pauling im Jahr 1932 eingeführte Maßzahl der Elektronegativität (EN) gibt an, wie gerne ein Atom (Bindungs)-Elektronen an sich zieht. Die EN nimmt im Periodensystem tendenziell von links unten nach rechts oben zu. Das Fluor-Atom sind am elektronegativsten, die Atome der Alkalimetalle sind am wenigsten elektronegativ (sie sind elektropositiv).

    Atomsorte EN nach

    Allrod/Rochow EN nach Pauling

    Fluor 4,10 3,98

    Sauerstoff 3,50 3,44

    Stickstoff 3,07 3,04

    Chlor 2,83 3,16

    Brom 2,74 2,96

    Kohlenstoff 2,50 2,55

    Wasserstoff 2,18 2,20

    Francium, Cäsium 0,86 0,70

    Kalium 0,91 0,82

    Natrium 1,01 0,93

     http://mypse.sourceforge.net/en.htm

    Beträgt die Differenz der EN (EN) zwischen zwei Atomen mehr als 1,7 (hohe Elektronegativitätsdifferenz), bildet sie eine Ionenbindung, dann geben die elektropositiven Atome ihre Außenelektronen an die elektronegativeren Atome ab. Es entsteht ein Salz. Dies findet in der Regel zwischen einem Metall und einem Nichtmetall statt.

    Bei kleineren EN-Differenzen (EN) benutzen nichtmetallische Bindungspartner gemeinsam das bindende Elektronenpaar (Elektronenpaarbindung).

    Beispiel:

    NaCl Na: 0.93 Cl: 3.16 Differenz: 2.23 Ionenbindung

    CH4 C: 2.55 H: 2.20 Differenz: 0.35 kovalente Bindung

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    Der Ionenradius

    Die Atome ändern bei Elektronenabgabe bzw. -aufnahme ihre Radien, so dass man zwischen Atom- und Ionenradien unterscheiden muss. Wenn ein Atom durch Elektronenabgabe ein Kation bildet, so verringert sich sein Radius. Bei Aufnahme eines Elektrons (Anionenbildung) wird der Radius größer, da durch die zusätzliche negative Ladung die Schale aufgeweitet wird.

    Atom- (blau) und Ionenradien (grün) einiger ausgewählter Elemente

    Das Ionengitter

    Salze sind Feststoffe, die aus Ionen bestehen. Sie haben sehr hohe Schmelzpunkte und bilden Ionenkristalle. Ionen unterschiedlicher Ladung ziehen sich durch elektrostatische Kräfte gegenseitig an. Diese Kräfte sind nicht gerichtet, d.h. sie wirken nach allen Seiten hin gleich.. Dadurch bauen sich Ionengitter auf, in denen die Ionen in regelmäßiger Reihenfolge angeordnet sind. Im Beispiel des NaCl (siehe Bild) ist jedes Ion oktaedrisch von sechs entgegengesetzt geladenen Ionen umgeben.

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    Unter Beachtung der Ionenradien hat man sich obiges NaCl-Kristallgitter also eher so vorzustellen:

    Chemische Formeln von Salzen

    http://www.gym1.at/chemie/pdf7kl/fol5form.pdf

    Der Lösungsvorgang

    Beim Lösen eines Salzes wird der Kristallverband aufgebrochen. Wassermoleküle lagern sich an die Ionen an, die Ionen werden hydratisiert. Die Abbildung zeigt das Anlösen eines Kochsalz- Kristalls. Die Wassermoleküle werden durch elektrostatische Kräfte angezogen, wobei sich die Moleküle mit dem negativ polarisierten Sauerstoff an die positiv geladenen Natriumionen anlagern, oder mit ihrer positiv polarisierten Seite an die negativ geladenen Chloridionen.

    Hydratation von Ionen

    Beim Lösungsvorgang werden die Ionen hydratisiert, sie erhalten eine Hülle aus Wassermolekülen. Die Wasser-Moleküle (bei Natrium- und Chloridionen sind es je 6 Moleküle) sind sehr fest an die Ionen gebunden. In Lösungen existieren keine "nackten" Ionen. In Reaktionsgleichungen erhalten hydratisierte Ionen oft das Suffix "aq":

    NaCl Na+aq + Cl–aq

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    Lösungswärme

    Zum Aufbrechen der Ionenbindungen im Kristall wird beim Lösungsprozess Energie benötigt. Man bezeichnet diese Energie als Gitterenergie. Bei der Hydratation der nun isolierten Ionen durch das Lösungsmittel wird Energie frei: die Hydratationsenergie. Die Differenz aus beiden ergibt die Lösungswärme:

    Lösungswärme = Hydratationsenergie – Gitterenergie

    Ist die Hydratationsenergie größer als die Gitterenergie, wird beim Lösen Energie frei, das Gemisch erwärmt sich. Im umgekehrten Fall kommt es zu einer Abkühlung. Muss zum Lösen viel Energie aufgewendet werden, beispielsweise bei Kaliumnitrat (KNO3) und Ammoniumnitrat (NH4NO3), steigt die Löslichkeit mit der Temperatur stark an. Salze mit kleinen Lösungswärmen, wie z.B. Kochsalz (NaCl), zeigen nur eine geringe Temperaturabhängigkeit der Löslichkeit.

    Salz Lösungswärme Ammoniumnitrat NH4NO3 25,7 kJ/mol

    Kaliumnitrat KNO3 34,9 kJ/mol

    Ammoniumchlorid NH4Cl 14,6 kJ/mol

    Kochsalz NaCl 3,8 kJ/mol

     Fällungsreaktionen

    Viele Salze sind in Wasser nur sehr wenig löslich. Hierzu zählen unter anderem die Silberhalogenide (AgCl, AgBr, AgI) und Bariumsulfat (BaSO4). Werden zwei Lösungen, die jeweils eines der beteiligten Ionen enthalten, zusammengegeben, entsteht die schwer lösliche Verbindung in Form eines Niederschlags:

    Kochsalz- Lösung

    Silbernitrat- Lösung

    Natriumnitrat- Lösung

    Silberchlorid- Niederschlag

    Na+aq + Cl – aq + Ag

    + aq + NO3

    – aq  Na

    + aq + NO3

    – aq + AgCl 

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    Fällungsreaktionen sind oft charakteristisch für bestimmte Ionen. Daher dienen sie als wichtige Nachweisreaktionen, insbesondere wenn gefärbte Niederschläge entstehen. Da die Bildung eines Niederschlags leicht zu beobachten ist, sind diese Nachweise auch mit kleinen Substanzmengen möglich. Der Niederschlag kann abfiltriert und gewogen werden. Somit sind auch quantitative Analysen möglich ("Gravimetrie"). Hier wird die Fällung von Bleichromat dargestellt. Zu einer Kaliumchromat-Lösung wird Bleiacetet-Lösung gegeben. Sofort bildet sich ein hellgelber Niederschlag von Bleichromat, der sich langsam absetzt. Das Sedimentieren des Niederschlags ist im Video beschleunigt dargestellt.

    Pb2+aq + CrO42–aq  PbCrO4 

    Das Löslichkeitsprodukt

    Auch schwerlösliche Salze lösen sich zu einem kleinen Teil in Wasser. Es liegt dann eine gesättigte Lösung vor, wobei sich zwischen dem Bodenkörper (dem ungelösten Salz) und der Lösung ein Gleichgewicht einstellt. Es werden ständig Ionen gelöst bzw. ausgeschieden, die Konzentrationen der gelösten Ionen bleiben aber konstant. Die Löslichkeit eine Salzes wird durch das Löslichkeitsprodukt angegeben. Je kleiner das Löslichkeitsprodukt ist, desto schwerer löslich ist das Salz.

    BaSO4 Ba 2+

    aq + SO4 2–

    aq

    Löslichkeitsprodukt Lp:

    Lp = [Ba2+] · [SO4 2–] = 16·10–10 mol2/l2

    Aus dem Löslichkeitsprodukt kann nun die Löslichkeit berechnet werden. Da es sich um eine 1:1-Verbindung handelt, sind die Konzentrationen von [Ba2+] und [SO42–] gleich groß:

    [Ba2+] = [SO42–] = Lp = 4·1