Big Bang HTL 2, Schulbuch

58 Bereich Grundlagen der Chemie (II. Jahrgang, 3. Semester) Zusammenfassung Atombindungen bilden sich zwischen Nichtmetallatomen. Bei einer Atombindung (= Elektronenpaarbindung, = kova- lente Bindung) erreichen die Atome Edelgaszustand, indem sie Elektronen gemeinsam benutzen . Es entstehen Mole- küle, in denen die einzelnen Atome durch Elektronenpaare zusammengehalten werden. Ein Atom geht so viele Bindungen ein, wie ihm Elektronen auf Edelgaszustand fehlen. Durch Strukturformeln kann man sichtbar machen, wie die Atome im Molekül verbunden sind. Bei Valenzstrichformeln sieht man zusätzlich noch die nicht bindenden Elektronen- paare. 4.5.2 Seilziehen, für Atome Polare Atombindung In diesem Kapitel erfahren wir, dass auch bei Atomen das Gesetz des Stärkeren gilt. Außerdem lernen wir, wo die Grenzen und Übergänge zwischen Atombindung und Ionen- bindung liegen. Bis jetzt haben wir die Atombindung als „Brüderliches Tei- len“ von Elektronen beschrieben. Man kann die ganze Sache aber auch von einem anderen Standpunkt betrachten, nämlich als Kampf um die Elektronen. Wer erinnert sich noch an die Elektronegativität und was sie angibt? Richtig, der EN-Wert gibt an, wie stark ein Atom Bindungselektro- nen zu sich zieht. Beide Bindungspartner möchten eigentlich die Bindungs­ elektronen nicht teilen, sondern lieber ganz für sich allein haben. Daher „ziehen“ sie mit einer bestimmten Kraft (EN- Wert) an diesen Elektronen. Je höher der EN-Wert, desto stärker „zieht“ das Atom. Sind jetzt beide Partner gleich stark (gleiche EN-Werte), wie z. B. bei Cl 2 , so sind die Elektronen auch gleichmäßig verteilt. Die Bindung ist unpolar . Die Bindungselektronen befinden sich symmetrisch zwischen Atom 1 und Atom 2. Die Schwerpunkte der positiven und negativen Ladungen (der Protonen und der Elektronen) fallen zusammen, siehe Abb. 4.28. Wenn 2 gleich starke Leute an einem Seil ziehen, passiert auch nichts – keine Verschiebung. Zieht ein Partner stärker an den Bindungselektronen (hat er höheren EN-Wert), so werden die Elektronen ein wenig zu Z Was ist ein Pol? Was stellst du dir unter dem Begriff „Dipol“ vor? F43 Abb. 4.27 ihm hin verschoben. Die Protonen im Kern bleiben aber an ihrem Platz. Die Schwerpunkte der positiven und negativen Ladungen fallen somit nicht mehr zusammen. Das Atom mit dem höheren EN-Wert wird dann ein klein wenig negativ geladen, das Atom mit dem niedrigeren EN- Wert ein klein wenig positiv. Es entsteht eine polare Bin- dung = eine Bindung mit einem positiven und einem negati- ven Ende oder Pol. Diese kleine Partialladung (Teilladung) wird mit d (sprich „delta“) + oder d – bezeichnet. Polare Moleküle: Ob bei vorhandenen polaren Bindungen insgesamt ein po- lares Molekül entsteht, hängt vom räumlichen Bau des betreffenden Moleküls ab. Bei zweiatomigen Molekülen entstehen automatisch polare Moleküle. Moleküle mit einem positiven und einem negati- ven Pol heißen Dipole . ( F43 ) Beispiel: HCl – Chlorwasserstoff Bei Molekülen aus 3 oder mehr Atomen kommt es darauf an, ob das Molekül symmetrisch gebaut ist oder nicht. Fallen nämlich sämtliche Ladungsschwerpunkte zusam- men , dann ergibt sich insgesamt ein unpolares Molekül . Völlig symmetrisch angeordnete polare Bindungen heben sich also auf. Beispiele: CH 4 Methan – symmetrisches Molekül – kein Dipol H 2 O Wasser – nicht symmetrisches Molekül – Dipol CO 2 Kohlendioxid – symmetrisches Molekül – kein Dipol Die Polarität hat große Auswirkungen auf Löslichkeit und Schmelz- und Siedepunkte, siehe Tab. 4.3. Abb. 4.28: Ladungsschwerpunkte bei polaren und unpolaren Bindungen Abb. 4.29: HCl – ein polares Molekül Abb. 4.30: Ladungsschwerpunkte und Molekülgeometrie Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv