Oktettregel
Die Tendenz der einzelnen Atome eine Verbindung einzugehen hängt von der Elektronenkonfiguration der Valenzelektronen ab. Die Atome streben nach der Edelgaskonfiguration, die energetisch sehr
günstig ist. Erreichen sie diese durch Bindung mit einem anderen Atom, gehen sie die Bindung ein. Dieses „Verhalten“ ist die Oktettregel.
Ionenbindung
Diesen Bindungstyp gehen Metalle, oft Übergangsmetalle, mit Nichtmetallen ein und zwar in Form von Ionen zu Salzen. Die Metalle geben e- ab(Þ Kationen), welche die Nichtmetalle aufnehmen(Þ Anionen).
Die Bindung Anion-Kation zeichnet sich durch ihren elektrostatisch anziehenden, heteropolaren und ionischen Charakter aus.
Ionisierungsenergie: Energie, die zur Abgabe der e- benötigt wird.(IE)
Elektronenaffinität: Energie, die zur Aufnahme von e- benötigt oder frei wird. (EA)
Elektronennegativität: Tendenz eines Atoms in einer Verbindung e- an sich zu ziehen:
Die Werte für die Elektronennegativitäten sind willkürlich festgelegt worden und bewegen sich zwischen 0.7 und 4.0.
Die EN nimmt in einer Periode von links nach rechts zu, in einer Gruppe von oben nach unten ab.
Gitterenergie ist die Energie, die überwunden werden muss, um ein Salz zu lösen ( = Bindungsenergie).
Atomradien werden innerhalb einer Gruppe von oben nach unten grösser und innerhalb einer Periode von links nach rechts kleiner.
Ionenradien: Der Radius eines Kations ist kleiner als der seines ungeladenen Atoms.
Der Radius eines Anions ist grösser als der seines ungeladenen Atoms.
Atombindung
In dieser Art von Bindung teilen sich die Atome ein e-Paar: gemeinsames e-Paar.
Durch Lewis-Formeln wird versucht, die räumliche Struktur der Moleküle darzustellen.
Zur Geometrie der Moleküle: e-Paare stossen sich ab, wobei nichtbindende oder freie e-Paare mehr Platz brauchen (Gillespie-Nyholm).
Summenformel gibt an, wieviel es von jedem Atom in einer Verbindung hat.
Strukturformel versucht die räumlich Lage einzelner Molekülgruppen zueinander darzustellen. Bindungslänge gibt den Abstand zwischen den Atommittelpunkten zweier in Bindung stehender Atome an.
Molekülorbitale: entstanden durch Überlappung von Atomorbitalen. Wichtig: Es gehen keine Orbitale verloren, das heisst, dass z. B. aus zwei H-Atomorbitalen nicht nur ein H2-Molekülorbital
entsteht, sondern ebenfalls zwei: ein bindendes, σ-Bindung, und ein antibindendes, σ*-Bindung. Antibindende und bindende
Molekülorbitale entstehen durch die Überlagerung der Wellenfunktionen
der Elektronen.
Hybridisierung meint die Kombination einzelner Orbitale eines Atoms zu einem Gesamtorbital, also damit z. B. bei sp3-Hybridisierung alle 4 Elektronen auf dem gleichen Energieniveau sind.
Geometrien der einzelnen Hybridisierungen:
- sp3: tetraedrisch
- sp2: trigonal, eben
- sp: linear
Einfachbindungen bestehen nur aus σ-Bindungen, wobei eine sp3-Hybridisierung vorliegt.
Doppelbindungen bestehen aus einer σ-Bindung und einer π-Bindung, wobei eine sp2-Hybridisierung vorliegt. Das heisst, dass beispielsweise bei einer C=C Doppelbindung, nur 3 der 4 Valenzelektronen
energetisch gleichwertig sind, welche in einer Ebene liegen, und das 4. Elektron ist energetisch etwas höher und steht senkrecht zu der Ebene, die die 3 energetisch gleichwertigen Elektronen
bilden. Deshalb ist eine Doppelbindung auch nicht frei drehbar.
Eine Dreifachbindung besteht aus einer σ-Bindung und zwei π-Bindungen, wobei eine sp-Hybridisierung vorliegt.
Ein Radikal ist paramagnetisch wegen dem ungepaarten Elektron. Ein Radikal ist sehr reaktiv.
Molmasse = Masse von 1mol der Formeleinheit
Eine polarisierte Atombindung entsteht aufgrund des DEN der einzelnen Atome. Es gibt alle Übergänge zwischen nicht polar und ionisch.
Dipolmoment: Vektorsumme der Dipolmomente aller Bindungen.
1D = 3.336*10-30.
Gibt Hinweis auf Molekülgeometrie.
Metallische Bindung
Anziehungskräfte zwischen den Atomen durch delokalisierte Elektronen: „Elektronengas“
Legierung: Lösung von Metallen in Metallen
Amalgam: Lösung von Metallen in Quecksilber |
