Chemische Bindung (CHE-Bi)

Bindungstypen im Überblick - EN-Differenz als Schlüssel#

BasisCHE-Bi-2.1

Die Frage „Welche Bindung liegt hier vor?" ist der Einstieg in fast jede Maturafrage zur Chemie, denn aus dem Bindungstyp folgen unmittelbar die Stoffeigenschaften. Drei Idealtypen genügen zur Orientierung: die Ionenbindung (Metall + Nichtmetall), die kovalente oder Atombindung (Nichtmetall + Nichtmetall) und die Metallbindung (Metall + Metall). Der schnellste Indikator ist die Elektronegativitätsdifferenz

\Delta\mathrm{EN}

der beiden Partner.

Die Ionenbindung entsteht durch vollständige Elektronenübertragung: Bei großer Differenz (

\Delta\mathrm{EN}\ge 1{,}7

) reißt der elektronegativere Partner das Elektron an sich, es bilden sich Kationen und Anionen, die sich im Kristallgitter durch Coulomb-Kräfte anziehen (z. B.

\ce{NaCl}

,

\ce{MgO}

). Solche Salze sind hart und spröde, schmelzen hoch und leiten den Strom erst als Schmelze oder Lösung.

Die kovalente Bindung beruht auf gemeinsamen Elektronenpaaren zweier Nichtmetalle. Ist die Differenz klein (

\Delta\mathrm{EN}<0{,}5

), teilen sich die Atome die Elektronen symmetrisch - die Bindung ist unpolar (

\ce{H2}

,

\ce{Cl2}

). Bei mittlerer Differenz (

0{,}5\le \Delta\mathrm{EN}<1{,}7

) liegt das bindende Paar näher am elektronegativeren Atom, die Bindung wird polar und die Atome tragen Teilladungen

\delta+/\delta-

(

\ce{H2O}

,

\ce{HCl}

; siehe ).

Lewis-Struktur und Geometrie - Wasser

Abb. 1Sauerstoff mit zwei nichtbindenden Elektronenpaaren und zwei H-O-Bindungen, Bindungswinkel ca. 104,5 Grad.

Die Metallbindung lässt sich als „Elektronengas" beschreiben: Die Metallatome geben ihre Valenzelektronen an ein gemeinsames, frei bewegliches Elektronenkollektiv ab, in das die positiven Atomrümpfe eingebettet sind. Diese Delokalisierung über das ganze Gitter erklärt die typischen Metalleigenschaften - hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit, Verformbarkeit und metallischen Glanz.

Aus dem Bindungstyp lässt sich umgekehrt der Stoff erkennen: Salze (ionisch) sind spröde und leiten nur in Schmelze oder Lösung; Molekülverbindungen (kovalent) haben oft niedrige Schmelz- und Siedepunkte und leiten gar nicht; Metalle sind dehnbar, glänzend und stets leitfähig. Diese Argumentation „von der Eigenschaft zurück zum Bindungstyp" ist ein klassischer Einstieg in die mündliche Prüfung.

Davon zu unterscheiden sind die zwischenmolekularen Kräfte (Van-der-Waals, Dipol-Dipol, Wasserstoffbrücken). Sie wirken zwischen bereits fertigen Molekülen, sind etwa 10- bis 100-mal schwächer als echte chemische Bindungen, bestimmen aber, ob ein Stoff bei Raumtemperatur fest, flüssig oder gasförmig ist - das vertieft der eigene Abschnitt „Zwischenmolekulare Wechselwirkungen".

\Delta\mathrm{EN}=|\mathrm{EN}_{A}-\mathrm{EN}_{B}|

Elektronegativitätsdifferenz

Musterbeispiel

Bindungstyp und Eigenschaft im Vergleich

Klassifiziere die Bindung in $\ce{KBr}$ , $\ce{CO}$ und Magnesium und nenne jeweils eine Eigenschaft, die aus dem Bindungstyp folgt. EN-Werte: K $=0{,}8$ ; Br $=2{,}8$ ; C $=2{,}5$ ; O $=3{,}5$ ; Mg $=1{,}3$ .

\ce{KBr}
$\Delta\mathrm{EN}=|2{,}8-0{,}8|=2{,}0\ge 1{,}7$ , Metall + Nichtmetall - Ionenbindung. Folge: hoher Schmelzpunkt, spröde, Schmelze leitet den Strom.
\ce{CO}
$\Delta\mathrm{EN}=|3{,}5-2{,}5|=1{,}0$ , beides Nichtmetalle - polare Atombindung. Folge: kleines Molekül, niedriger Siedepunkt (bei Raumtemperatur Gas), kein Leiter.
Magnesium
Metall + Metall, $\Delta\mathrm{EN}\approx 0$ - metallische Bindung. Folge: elektrisch leitfähig und verformbar.

Ergebnis: $\ce{KBr}$ ionisch (Salz), $\ce{CO}$ polar kovalent (Gas), Mg metallisch. Die EN-Differenz liefert den Bindungstyp, der Bindungstyp liefert die Eigenschaft - genau diese Kette erwartet die Prüfung.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Vergleiche Eigenschaften und Bindungstyp von Kochsalz und Kupfer. Welche makroskopischen Eigenschaften gehen auf welches Bindungsmodell zurück?

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Bindungstyp ohne Bezug zu EN-Werten begründet.
Sauerstoff in Wasser wird als "ionisch gebunden" beschrieben - tatsächlich polar kovalent.
Metallbindung wird "wie kovalent zwischen zwei Atomen" beschrieben - es ist ein delokalisiertes Elektronensystem.

Aktive Wiederholung

Klassifiziere die Bindung in (a) $\ce{MgO}$ , (b) $\ce{HF}$ , (c) $\ce{N2}$ , (d) Eisen. Begründe über EN-Differenz bzw. Elementtyp.

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: Mortimer, Chemische Bindung - Lehrbuch (Thieme)

Ionenbindung und Ionengitter#

StandardCHE-Bi-2.1

Eine Ionenbindung beginnt mit der Elektronenübertragung von einem Metall auf ein Nichtmetall, bis beide Edelgaskonfiguration erreichen - doch damit ist die Geschichte nicht zu Ende: Ein einzelnes Ionenpaar

\ce{Na+Cl-}

existiert nur in der Gasphase. Im Festkörper lagern sich Milliarden Ionen zu einem geordneten Kristallgitter zusammen, und genau diese Gitterstruktur erklärt die typischen Salzeigenschaften.

Im Kristall ordnen sich Kationen und Anionen so an, dass jedes Ion von möglichst vielen gegensinnig geladenen Nachbarn umgeben ist und die anziehenden Coulomb-Kräfte überwiegen. Die Zahl der nächsten Nachbarn ist die Koordinationszahl: 6 im

\ce{NaCl}

-Typ (jedes

\ce{Na+}

in einem Oktaeder aus sechs

\ce{Cl-}

), 8 im größeren

\ce{CsCl}

-Typ. Deshalb ist „

\ce{NaCl}

" im Festkörper nur eine Verhältnisformel, kein Molekül.

Die Stärke des Gitters misst die Gitterenergie

U

- die Energie, die frei wird, wenn sich gasförmige Ionen zum Kristall ordnen. Sie folgt näherungsweise dem Coulomb-Gesetz

U\propto \tfrac{|z^{+}\cdot z^{-}|}{r^{+}+r^{-}}

: Sie wächst mit dem Produkt der Ionenladungen und sinkt mit wachsendem Ionenabstand. Eine doppelte Ladung wirkt daher viel stärker als ein etwas kleinerer Abstand.

Das zeigt sich direkt an den Schmelzpunkten ():

\ce{MgO}

schmilzt bei 2852 Grad C,

\ce{NaCl}

dagegen schon bei 801 Grad C - obwohl beide denselben Gittertyp haben. Ursache ist allein die Ladung:

z^{+}\cdot z^{-}=2\cdot 2=4

bei

\ce{MgO}

gegenüber

1\cdot 1=1

bei

\ce{NaCl}

. Solche Vergleiche sind ein beliebter Operator „begründen".

Schmelzpunkte von Ionenkristallen (Grad C)

Abb. 2Höhere Ionenladung (

z=2

bei CaO, MgO) und kleinerer Ionenabstand erhöhen die Gitterenergie und damit den Schmelzpunkt deutlich.

Woher die Gitterenergie quantitativ kommt, zerlegt der Born-Haber-Kreisprozess: Er beschreibt die Bildung des Salzes aus den Elementen über messbare Teilschritte (Sublimation des Metalls, Bindungsdissoziation, Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität) und gewinnt die nicht direkt messbare Gitterenergie als Schließungsgröße des Kreises (siehe das Rechenbeispiel).

Salze lösen sich in polaren Lösungsmitteln wie Wasser, wenn die freiwerdende Hydratationsenthalpie die aufzubringende Gitterenergie ungefähr kompensiert. Die Wasserdipole umhüllen jedes herausgelöste Ion (Hydrathülle); erst die so beweglich gewordenen Ionen machen die Lösung leitfähig. Ist die Gitterenergie deutlich größer (z. B.

\ce{BaSO4}

), bleibt das Salz schwerlöslich.

U \propto \dfrac{|z^{+}\cdot z^{-}|}{r^{+}+r^{-}}

Näherung Gitterenergie (Coulomb)

Musterbeispiel

Born-Haber-Kreisprozess (Näherung) für $\ce{NaCl}$

Berechne die Gitterenergie von $\ce{NaCl}$ aus: Sublimation Na 108, Bindungsdissoziation 0,5 $\ce{Cl2}$ 121, IE Na 496, EA Cl -349, Bildungsenthalpie $\ce{NaCl}$ -411 (alles kJ/mol).

Gesamtgleichung
$\Delta_{f}H = \Delta_{Sub} + \tfrac{1}{2}\Delta_{D} + \mathrm{IE} + \mathrm{EA} + U$ .
Umstellen
$U = \Delta_{f}H - \Delta_{Sub} - \tfrac{1}{2}\Delta_{D} - \mathrm{IE} - \mathrm{EA}$ .
Einsetzen
$U = -411 - 108 - 121 - 496 - (-349) = -787\,\text{kJ/mol}$ .

Ergebnis: Gitterenergie ca. $-787\,\text{kJ/mol}$ - typisch für einwertige Salze; bei $\ce{MgO}$ liegen Werte um $-3800\,\text{kJ/mol}$ .

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Im $\ce{NaCl}$ -Kristall sitzt jeder Natriumkern in einem Würfel aus sechs Chloridionen und umgekehrt - das ist Koordinationszahl 6.
2
Verdopple die Ionenladung und du vervierfachst die Gitterenergie. Daher schmilzt $\ce{MgO}$ erst bei fast 3000 Grad.
3
Im Wasser ist alles anders - die Dipolanziehung der $\ce{H2O}$ -Moleküle zieht die Ionen aus dem Gitter.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Erkläre, warum Salze in Wasser oft gut löslich sind, im Festkörper aber den Strom nicht leiten.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

$\ce{NaCl}$ wird als Molekül " $\ce{NaCl}$ " gezeichnet - im Festkörper gibt es kein $\ce{NaCl}$ -Molekül.
Löslichkeit wird nur durch Gitterenergie erklärt, Hydratation vergessen.
Gitterenergie wird mit Bindungsenergie eines einzelnen Ionenpaars verwechselt.

Aktive Wiederholung

Vergleiche die Schmelzpunkte von $\ce{NaCl}$ (801 Grad C) und $\ce{MgO}$ (2852 Grad C) und begründe den Unterschied.

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 7 Ionic Bonds (OpenStax)

Kovalente Bindung, Lewis-Strukturen, Polarität#

StandardCHE-Bi-2.2

Wenn zwei Nichtmetalle eine Verbindung bilden, kann keines dem anderen ein Elektron einfach entreißen - ihre Elektronegativitäten sind zu ähnlich. Die Lösung ist die kovalente Bindung (Atombindung): Beide Atome steuern Elektronen zu einem gemeinsamen Bindungselektronenpaar bei und teilen es sich. So erreicht jedes Atom die stabile Edelgaskonfiguration, das Oktett (bei H und He das Duett).

Die Lewis-Struktur macht diese Elektronenbuchhaltung sichtbar: Bindende Elektronenpaare zeichnet man als Striche zwischen den Atomen, freie (nichtbindende) Paare als Striche am jeweiligen Atom (). Reicht ein gemeinsames Paar nicht zum Oktett, bilden sich Mehrfachbindungen - eine Doppelbindung wie im

\ce{O2}

, eine Dreifachbindung wie im

\ce{N2}

.

Lewis-Struktur und Geometrie - Wasser

Abb. 3Sauerstoff mit zwei nichtbindenden Elektronenpaaren und zwei H-O-Bindungen, Bindungswinkel ca. 104,5 Grad.

Sind die Partner verschieden elektronegativ (

\Delta\mathrm{EN}\ge 0{,}5

), liegt das Bindungspaar im zeitlichen Mittel näher am elektronegativeren Atom. Es entsteht eine polare Bindung mit Teilladungen: Im Wasser ist der Sauerstoff leicht negativ (

\delta-

), die Wasserstoffe leicht positiv (

\delta+

). Diese Ladungstrennung ist die Grundlage für Dipolmoment, Wasserstoffbrücken und Löslichkeit.

Ob ein ganzes Molekül polar ist, entscheidet sich erst aus dem Zusammenspiel von Bindungspolarität UND Geometrie (vgl. ).

\ce{CO2}

hat zwei polare C=O-Bindungen, ist aber linear gebaut - die beiden Bindungsdipole zeigen entgegengesetzt und heben sich auf, das Molekül ist unpolar.

\ce{H2O}

ist dagegen gewinkelt, die Dipole addieren sich, das Molekül ist polar. Dieser Unterschied ist ein Prüfungsklassiker.

Hybridorbitale - sp, sp2, sp3

Abb. 5sp linear (180 Grad), sp2 trigonal-planar (120 Grad), sp3 tetraedrisch (109,5 Grad).

Eine Sonderform ist die dative (koordinative) Bindung, bei der beide Bindungselektronen von nur einem Partner stammen. So entsteht aus Ammoniak und einem Proton das Ammonium-Ion:

\ce{NH3 + H+ -> NH4+}

- das freie Elektronenpaar des Stickstoffs „übernimmt" das Proton. Nach der Bildung ist diese Bindung von den übrigen N-H-Bindungen nicht mehr zu unterscheiden.

Manche Teilchen lassen sich durch eine einzige Lewis-Formel nicht korrekt beschreiben. Bei Benzol,

\ce{NO3-}

oder

\ce{CO3^2-}

sind mehrere gleichwertige Grenzstrukturen (Resonanzstrukturen) zeichenbar, die sich nur in der Lage der Doppelbindungen unterscheiden (). Tatsächlich springt die Struktur nicht hin und her; vielmehr sind die Elektronen delokalisiert, und das reale Molekül ist eine Mittelung aller Grenzstrukturen mit untereinander gleichen Bindungslängen.

Benzol - Resonanzstrukturen und delokalisierte Pi-Wolke

Abb. 4Kekule-Strukturen wechseln in Resonanz; tatsächlich liegen sechs delokalisierte Pi-Elektronen über dem Ring vor.

\text{Formalladung} = \text{Valenzelektronen} - \text{nichtbindende e-} - \tfrac{1}{2}\cdot \text{bindende e-}

Formalladung in Lewis-Strukturen

Musterbeispiel

Lewis-Struktur von Stickstoff(IV)-Oxid $\ce{NO2}$

Zeichne die Lewis-Struktur von $\ce{NO2}$ und erläutere das ungewöhnliche Verhalten (Radikal).

Valenzelektronen
N: 5, O: 6, gesamt: $5+2\cdot 6=17$ - ungerade Zahl, also Radikal.
Skelett
O=N-O mit einer Doppelbindung; das ungepaarte Elektron sitzt am N.
Resonanz
Die Position der Doppelbindung ist nicht fest; zwei Resonanzstrukturen O=N-O und O-N=O.
Eigenschaft
Als Radikal sehr reaktiv; dimerisiert leicht zu $\ce{N2O4}$ (farblos).

Ergebnis: $\ce{NO2}$ ist ein Radikal mit gewinkelter Geometrie und brauner Farbe; die Dimerisation $\ce{2 NO2 <=> N2O4}$ ist temperaturabhängig.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Lewis-Strukturen sind wie Skizzen mit Punkten: jedes Punktepaar ist ein Bindungs- oder freies Elektronenpaar.
Lewis-Struktur und Geometrie - Wasser
Abb.Sauerstoff mit zwei nichtbindenden Elektronenpaaren und zwei H-O-Bindungen, Bindungswinkel ca. 104,5 Grad.
2
Prüfe immer das Oktett am Hauptatom und minimiere Formalladungen.
3
Erst die Geometrie verrät, ob ein Molekül insgesamt polar ist - die Bindungsdipole müssen sich nicht aufheben.
Hybridorbitale - sp, sp2, sp3
Abb.sp linear (180 Grad), sp2 trigonal-planar (120 Grad), sp3 tetraedrisch (109,5 Grad).

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank6 Punkte

Aufgabenstellung

Erläutere, warum Wasser ein gewinkeltes,

\ce{CO2}

aber ein lineares Molekül ist - und welche Konsequenz das für die Löslichkeit hat.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Bindungselektronen werden nicht alle gezeichnet (z.B. freie Elektronenpaare am O in $\ce{H2O}$ fehlen).
$\ce{CO2}$ wird als polar bezeichnet, weil die C-O-Bindungen polar sind.
Resonanz wird als "die Struktur springt hin und her" missverstanden - tatsächlich liegt eine Mittelstruktur vor.

Aktive Wiederholung

Zeichne die Lewis-Struktur von $\ce{SO2}$ , gib die Resonanzstrukturen an und beurteile die Polarität des Moleküls.

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 7 Covalent Bonds (OpenStax) · IUPAC Recommendations - Nomenclature of Inorganic Chemistry (IUPAC)

Zwischenmolekulare Wechselwirkungen#

StandardCHE-Bi-2.3

Warum ist Wasser bei Raumtemperatur flüssig, das ähnlich leichte Methan aber ein Gas? Die Antwort liegt nicht in den kovalenten Bindungen innerhalb der Moleküle, sondern in den zwischenmolekularen Kräften zwischen ihnen. Diese sind deutlich schwächer als chemische Bindungen, entscheiden aber über Aggregatzustand, Schmelz- und Siedepunkt sowie Löslichkeit eines Stoffes.

Am schwächsten und doch überall vorhanden sind die London-Dispersionskräfte (ein Teil der Van-der-Waals-Kräfte). Sie entstehen, weil die Elektronenwolke jedes Moleküls ständig in Bewegung ist und kurzzeitig unsymmetrisch wird; dieser momentane Dipol induziert im Nachbarn einen Gegendipol. Je größer und leichter polarisierbar die Elektronenwolke, desto stärker der Effekt - deshalb steigen die Siedepunkte der Alkane mit zunehmender Kettenlänge.

Moleküle mit einem permanenten Dipol ziehen sich über Dipol-Dipol-Wechselwirkungen an: Das positive Ende des einen Moleküls richtet sich zum negativen Ende des anderen aus. Aceton,

\ce{HCl}

und

\ce{SO2}

sind typische Beispiele; ihre Siedepunkte liegen höher als die unpolarer Moleküle vergleichbarer Masse, aber noch unter denen mit Wasserstoffbrücken.

Die stärkste zwischenmolekulare Kraft ist die Wasserstoffbrücke. Sie bildet sich, wenn ein an N, O oder F gebundenes - und dadurch stark positiviertes - H-Atom mit einem freien Elektronenpaar eines weiteren N-, O- oder F-Atoms wechselwirkt. Diese gerichtete, mit etwa

20\,\tfrac{\text{kJ}}{\text{mol}}

relativ starke Anziehung erklärt die ungewöhnlich hohen Siedepunkte von Wasser, Ammoniak und Fluorwasserstoff und hält DNA-Doppelstrang wie Proteinstrukturen zusammen.

Zwischen Ionen und polaren Molekülen wirken Ion-Dipol-Kräfte - die Grundlage der Hydratation: Beim Lösen eines Salzes umringen die Wasserdipole jedes Ion mit dem passenden Ende (O-Seite zum Kation, H-Seite zum Anion). Diese Wechselwirkung ist stärker als eine reine Dipol-Dipol-Kraft und liefert die Energie, um das Ionengitter aufzubrechen.

Aus all dem folgt die Faustregel „Ähnliches löst sich in Ähnlichem": Polare und ionische Stoffe lösen sich gut in polaren Lösungsmitteln (Wasser), unpolare Stoffe wie Fette und Öle in unpolaren (Benzin). Seifenmoleküle vermitteln zwischen beiden Welten, weil sie einen polaren Kopf und einen unpolaren Schwanz tragen (); sie schließen Fett im Inneren von Mizellen ein und machen es so wasserlöslich.

Seifenmolekül - Mizellenbildung

Abb. 6Hydrophiler Kopf (COO- Na+), hydrophober Schwanz; Mizellen schliessen Fett im wassrigen Milieu ein.

E_{\text{H-Brücke}}\approx 20\,\tfrac{\text{kJ}}{\text{mol}};\;E_{\text{Dipol}}\approx 2-5;\;E_{\text{VdW}}\approx 0{,}1-1

Energieordnung zwischenmolekularer Kräfte

Musterbeispiel

Siedepunkte über zwischenmolekulare Kräfte erklären

Ordne $\ce{CH4}$ (Sdp $-161$ Grad C), $\ce{H2S}$ ( $-60$ Grad C) und $\ce{H2O}$ ( $+100$ Grad C) nach steigendem Siedepunkt und begründe den Trend über die zwischenmolekularen Kräfte. Molmassen: 16, 34 bzw. 18 g/mol.

\ce{CH4}
Unpolares Molekül - nur schwache London-Dispersionskräfte. Folge: tiefster Siedepunkt.
\ce{H2S}
Polares Molekül mit Dipol-Dipol-Kräften; Schwefel ist aber zu groß und zu wenig elektronegativ für echte Wasserstoffbrücken. Folge: mittlerer Siedepunkt.
\ce{H2O}
Kräftige Wasserstoffbrücken (H an O, zwei freie Elektronenpaare am O). Folge: höchster Siedepunkt.
Anomalie erkennen
Nach der Molmasse allein müsste $\ce{H2O}$ (18) zwischen $\ce{CH4}$ (16) und $\ce{H2S}$ (34) sieden; dass es weit darüber liegt, beweist die Stärke der H-Brücken.

Ergebnis: Reihenfolge: $\ce{CH4} < \ce{H2S} < \ce{H2O}$ . Der „Ausreißer" Wasser ist der direkte Fingerabdruck der Wasserstoffbrücken - derselbe Effekt macht auch $\ce{NH3}$ und $\ce{HF}$ zu Siedepunkt-Anomalien.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Stell dir Moleküle wie Magnete vor - manche haben starke Dipole, andere nur kurze Zuckungen der Elektronenwolke.
2
Wasserstoffbrücken sind die "Klebrigsten" der schwachen Kräfte und verantworten viele Anomalien von Wasser.
3
Beim Vergleich von Siedepunkten gehe in dieser Reihenfolge vor: Bindungstyp, intermolekulare Kraft, Molekülgröße.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank5 Punkte

Aufgabenstellung

Begründe mithilfe der intermolekularen Kräfte, warum Wasser bei 4 Grad C die höchste Dichte hat ("Dichteanomalie").

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Wasserstoffbrücken werden überall angenommen, wo H im Molekül vorkommt.
Van-der-Waals und Dipol-Dipol werden verwechselt.
Hoher Smp wird auf "starke kovalente Bindung" zurückgeführt - tatsächlich entscheidet die zwischenmolekulare Kraft.

Aktive Wiederholung

Vergleiche die Siedepunkte von Wasser (100), Methanol (65) und Methan (-161 Grad C). Welche zwischenmolekularen Kräfte erklären den Trend?

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: Mortimer Kap. 8 Zwischenmolekulare Kräfte (Thieme)

VSEPR-Modell und Hybridisierung#

VertiefungCHE-Bi-2.2

Lewis-Strukturen sagen, welche Atome wie verbunden sind - aber nicht, welche dreidimensionale Form ein Molekül annimmt. Diese Lücke schließt das VSEPR-Modell (Valence-Shell Electron-Pair Repulsion). Sein Grundgedanke ist denkbar einfach: Die Elektronenpaare in der Valenzschale stoßen einander ab und ordnen sich so im Raum an, dass ihr Abstand maximal und die Abstoßung minimal wird.

Die Geometrie ergibt sich allein aus der Zahl der Elektronenpaare (bindend plus frei) am Zentralatom, der sterischen Zahl: zwei Paare ordnen sich linear (180 Grad), drei trigonal-planar (120 Grad), vier tetraedrisch (109,5 Grad), fünf trigonal-bipyramidal, sechs oktaedrisch (). Diese fünf Grundformen decken praktisch alle Maturamoleküle ab.

Hybridorbitale - sp, sp2, sp3

Abb. 7sp linear (180 Grad), sp2 trigonal-planar (120 Grad), sp3 tetraedrisch (109,5 Grad).

Freie Elektronenpaare zählen für die Anordnung mit, sind im fertigen Molekül aber „unsichtbar" und beanspruchen mehr Raum als bindende Paare. Sie stauchen daher die Bindungswinkel: Methan

\ce{CH4}

(4 bindende Paare) ist exakt tetraedrisch (109,5 Grad), Ammoniak

\ce{NH3}

(3 bindend, 1 frei) trigonal-pyramidal (107 Grad), Wasser

\ce{H2O}

(2 bindend, 2 frei) gewinkelt (104,5 Grad).

Quantenmechanisch werden diese Geometrien durch Hybridorbitale beschrieben: Das Zentralatom mischt seine s- und p-Orbitale zu gleichwertigen Hybridorbitalen, die genau in die VSEPR-Richtungen zeigen - sp (linear),

sp^{2}

(trigonal-planar),

sp^{3}

(tetraedrisch, ). Die Zahl der Hybridorbitale entspricht dabei der sterischen Zahl.

Eine Doppelbindung besteht aus einer

\sigma

-Bindung (Kopf-an-Kopf-Überlappung, frei drehbar) und einer

\pi

-Bindung (seitliche Überlappung zweier p-Orbitale). Die

\pi

-Bindung blockiert die Drehung um die Bindungsachse - deshalb sind an einer C=C-Doppelbindung cis/trans-Isomere möglich, die sich bei Raumtemperatur nicht ineinander umwandeln lassen.

Eine Dreifachbindung setzt sich aus einer

\sigma

- und zwei

\pi

-Bindungen zusammen, wie im Ethin (Acetylen)

\ce{HC#CH}

. Das Zentralatom ist sp-hybridisiert, die Geometrie linear (180 Grad). Mit steigender Bindungsordnung rücken die Atome näher zusammen: Die C-C-Bindungslänge sinkt von 154 pm (Einfach) über 134 pm (Doppel) auf 120 pm (Dreifach).

\text{Bindungspartner+freie EP}=2\Rightarrow sp;\;3\Rightarrow sp^{2};\;4\Rightarrow sp^{3}

Hybridisierung aus Sterischer Zahl

Musterbeispiel

Geometrie von Ammoniak

Bestimme die Molekülgeometrie und den Bindungswinkel im Ammoniak $\ce{NH3}$ .

Valenzelektronen N
N hat 5 VE; 3 bilden Bindungen zu H, 1 Paar bleibt frei. Insgesamt 4 Elektronenpaare am N.
Elektronengeometrie
Vier Paare ordnen sich tetraedrisch (sp3-Hybridisierung).
Molekülgeometrie
Mit nur 3 Bindungspartnern entsteht eine trigonale Pyramide.
Bindungswinkel
Freies E-Paar staucht: H-N-H Winkel ca. 107,3 Grad (statt 109,5).

Ergebnis: $\ce{NH3}$ ist trigonal-pyramidal, sp3 hybridisiert, H-N-H Winkel ca. 107,3 Grad. Daraus folgt die Polarität und die Fähigkeit als Lewis-Base zu wirken.

Musterbeispiel

Geometrie und Formalladungen im Carbonat-Ion $\ce{CO3^2-}$

Bestimme für $\ce{CO3^2-}$ die sterische Zahl, die Geometrie und die Hybridisierung am C und überprüfe die Formalladungen.

Valenzelektronen
C: 4, je O: 6, Ladung: +2 Elektronen. Gesamt: $4+3\cdot 6+2=24\,\text{e-}=12$ Paare.
Skelett und Oktette
C zentral, an 3 O gebunden. Eine $\ce{C=O}$ -Doppelbindung, zwei $\ce{C-O}$ -Einfachbindungen; die O tragen freie Elektronenpaare, jedes Oktett ist erfüllt.
Sterische Zahl am C
3 Bindungspartner, 0 freie Elektronenpaare am C: sterische Zahl $=3 \Rightarrow$ trigonal-planar (120 Grad), $sp^{2}$ -hybridisiert.
Formalladungen
C: $4-0-\tfrac{1}{2}\cdot 8=0$ . Doppelbindungs-O: $6-4-\tfrac{1}{2}\cdot 4=0$ . Jedes Einfachbindungs-O: $6-6-\tfrac{1}{2}\cdot 2=-1$ (zwei davon). Summe: $0+0+2\cdot(-1)=-2$ - stimmt mit der Ionenladung überein.
Resonanz
Die Doppelbindung ist nicht fixiert; drei gleichwertige Resonanzstrukturen ergeben eine über alle drei C-O-Bindungen delokalisierte Ladung (alle Bindungslängen gleich, ca. 129 pm).

Ergebnis: $\ce{CO3^2-}$ ist trigonal-planar, $sp^{2}$ -hybridisiert; die Formalladungssumme $-2$ bestätigt die Lewis-Struktur, und die Resonanz verteilt die negative Ladung gleichmäßig auf die drei Sauerstoffatome.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
VSEPR ist im Prinzip "Soziale Distanz für Elektronenpaare" - sie wollen so weit weg wie möglich voneinander.
2
Hybridorbitale sind eine elegante Buchhaltung: Sie sagen dir, wie viele Sigma-Bindungen das Zentralatom ausbilden kann.
Hybridorbitale - sp, sp2, sp3
Abb.sp linear (180 Grad), sp2 trigonal-planar (120 Grad), sp3 tetraedrisch (109,5 Grad).
3
Doppelbindung gleich Sigma + Pi. Die Pi-Bindung sperrt die Drehung - dadurch cis/trans-Isomere.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank6 Punkte

Aufgabenstellung

Erkläre am Beispiel von Ethen (

\ce{C2H4}

) und Ethin (

\ce{C2H2}

) den Begriff der Hybridisierung und die geometrischen Folgen.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Freie Elektronenpaare werden bei der Geometriebestimmung ignoriert.
Hybridisierung wird ohne Bezug zur Anzahl der Bindungspartner geschätzt.
Pi-Bindung wird als zweite, separate Verbindung im selben Raumbereich wie die Sigma-Bindung gedacht.

Aktive Wiederholung

Bestimme für $\ce{NH3}$ , $\ce{CH4}$ , $\ce{C2H4}$ und $\ce{C2H2}$ jeweils die Hybridisierung am Zentralatom, den Bindungswinkel und die Molekülgeometrie.

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 7.6 Molecular Structure and Polarity (OpenStax)

Metallbindung und Eigenschaften der Metalle#

StandardCHE-Bi-2.1

Periodensystem - Blockgliederung

Abb. 8s-Block (Gruppen 1-2), p-Block (13-18), d-Block (3-12, Übergangsmetalle), f-Block (Lanthanoide/Actinoide).

Metallbindung: Modell des "Elektronengases" - positive Atomrümpfe in einem Gitter, umgeben von frei beweglichen, delokalisierten Valenzelektronen.

Die freie Beweglichkeit der Elektronen erklärt die hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit der Metalle.

Verschiebbarkeit der Gitterebenen ohne Bindungsbruch (die Elektronen "fliessen mit") erklärt Duktilität und Verformbarkeit - im Gegensatz zum spröden Ionengitter.

Metallglanz entsteht durch Wechselwirkung des Elektronengases mit Licht (Reflexion über breite Frequenzbereiche).

Bindungsstärke und damit Schmelzpunkt steigen mit der Zahl der abgegebenen Valenzelektronen und sinkender Atomgröße (Wolfram sehr hoch, Alkalimetalle niedrig).

Legierungen sind Mischkristalle oder Einlagerungsstrukturen; sie modifizieren Härte, Korrosionsbeständigkeit und Schmelzpunkt gezielt (z.B. Stahl, Bronze, Messing).

Drei Idealtypen der Bindung (ionisch, kovalent, metallisch) bilden ein Dreieck (van-Arkel-Ketelaar); reale Stoffe liegen oft zwischen den Ecken.

\Delta\chi \approx 0 \;\text{(Metall-Metall)} \;\Rightarrow\; \text{metallische Bindung}

EN-Differenz und Bindungstyp

Musterbeispiel

Eigenschaften aus der Bindungsart ableiten

Untersuche, welche Bindungsart bei (a) Eisen, (b) Diamant und (c) Natriumchlorid vorliegt, und leite jeweils eine charakteristische Eigenschaft ab.

Bindungstyp bestimmen
Eisen: Metall-Metall, metallische Bindung. Diamant: C-C, reine kovalente Atombindung (Atomgitter). Natriumchlorid: Metall + Nichtmetall mit grosser EN-Differenz, Ionenbindung.
Eigenschaft zuordnen
Eisen leitet Strom (delokalisierte Elektronen). Diamant ist extrem hart und Nichtleiter (festes Netzwerk lokalisierter Bindungen). $\ce{NaCl}$ ist spröde und leitet nur geschmolzen/gelöst (bewegliche Ionen).
Begründung verknüpfen
Jede Eigenschaft folgt direkt aus dem Bindungsmodell: Beweglichkeit der Ladungsträger bzw. Festigkeit des Bindungsnetzes.

Ergebnis: Metallisch (Fe, leitfähig/duktil), kovalentes Atomgitter (Diamant, hart/isolierend), ionisch ( $\ce{NaCl}$ , spröde, Schmelzleitfähigkeit). Querverweis: Thema "Redox und Elektrochemie" nutzt die Metallbindung bei Elektroden.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Begründe mit dem Elektronengasmodell, warum Bronze (eine Kupfer-Zinn-Legierung) härter ist als reines Kupfer, und nenne eine Eigenschaft, die dabei abnimmt.

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Typische Fehler

Metallbindung wird mit kovalenter Bindung verwechselt; entscheidend ist die Delokalisierung über das gesamte Gitter.
Leitfähigkeit von Metallen (Elektronen) und von Salzschmelzen/Lösungen (Ionen) wird nicht unterschieden.
Verformbarkeit wird nicht mit dem Verschieben der Atomrümpfe bei erhaltenem Elektronengas begründet.
Legierung wird mit Verbindung gleichgesetzt - Legierungen haben keine feste Stöchiometrie.

Aktive Wiederholung

Erkläre mithilfe des Elektronengasmodells, warum Kupfer den elektrischen Strom leitet und sich zu Draht ziehen lässt, während Kochsalz zwar in Lösung leitet, aber als Feststoff spröde ist.

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: Mortimer, Chemie - das Basiswissen, Kap. Metallbindung (Thieme)

Kernpunkte

Bindungstyp und Eigenschaft im Vergleich

Kernpunkte

Born-Haber-Kreisprozess (Näherung) für NaCl\ce{NaCl}NaCl

Kernpunkte

Lewis-Struktur von Stickstoff(IV)-Oxid NOX2\ce{NO2}NOX2​

Kernpunkte

Siedepunkte über zwischenmolekulare Kräfte erklären

Kernpunkte

Geometrie von Ammoniak

Geometrie und Formalladungen im Carbonat-Ion COX3X2−\ce{CO3^2-}COX3​X2−

Kernpunkte

Eigenschaften aus der Bindungsart ableiten

Quellen

Born-Haber-Kreisprozess (Näherung) für $\ce{NaCl}$

Lewis-Struktur von Stickstoff(IV)-Oxid $\ce{NO2}$

Geometrie und Formalladungen im Carbonat-Ion $\ce{CO3^2-}$