Chemische Verbindungen

Chemie ist die Wissenschaft der Verbindungen von Atomen

Was für Arten Verbindungen gehen die Atome ein? Die 3 wesentlichsten davon sind:

• Ionenbindung
• Kovalente Bindung
• Metallische bindung

Und als Spezialgebiet der anorganischen Chemie:

• Komplexverbindungen

• Wasserstoffbrücken
• Van der Waals- oder  Londonkräfte

Die Ionenbindung

Weiter oben haben wir Ionen bzw Kationen und Anionen kennengelernt.

Eine Ionenbindung besteht aus einem Kation und einem Anion. Einfaches Beispiel

NaCl, Kochsalz. Kation ist Natriumkation Na+ und das Anion ist chloridanion Cl-.

Elementares Natrium gibt ein Elektron ab und wird zum Kation. Das Chloratom nimmt dieses Elektron auf und wird zum Anion.

Metall-Atome bilden Kationen und Nichtmetalle Anionen.

Moleküle oder mehratomige Verbindungen können sowohl Kationen als auch Anionen bilden. Beispiel Ammoniumnitrat, NH4NO3, NH4+ und NO3-.

Alkalimetalle können 1 elektron, Erdalkalimetalle 2, Aluminium, Al, 3 und Übergangsmetalle mehrere Elektronen abgeben.

Ru und Os (Ruthenium und Osmium) können bis zu 8 Elektronen abgeben.

Cr, Fe, Mo, W, Ir und Po geben bis zu 6 und Mn, Tc, Re bis zu 7 Elektronen ab.

KMnO4, Kaliumpermanganate, das Kationen, Kalium, K und Mangan. K ionisiert 1,  Mn bis zu  7 Elektronen.

Kaliumpermanganat, (K+, Mn7+, and 4 O2-) is eine wichtige Verbindung welche sowohl in der Organischen Chemie als Oxidationsmittel als auch in der  Anorganischen Chemie

speziell in der quantitativen Analyse angewendet wird.

 

Ionisierungsenergie

Die Energie die ein Atom aufwenden muss um ein Atom abzugeben, nennt man

Ionisierungsenergie. Für das Natrium beträgt sie 496kJ/mol.

Na → Na+   +   e-

Für ein einzelnes Elektron wird die Ionisierungsenergie auch in Elektronenvolt angegeben. 1 eV = 1,6022*10exp-19 J. Dieser Wert enspricht, der kinetischen Energie eines Elektrons, das durch ein Potential von 1 Volt im Vakuum beschleunigt wurde.

Für 1 Mol Elektronen ergibt dies: 6.022*10exp23*1.6022*10exp-19 = 96’484 J oder ungefähr 96,5 kJ/mol.

Im Periodensystem (siehe letztes Kapitel) nimmt die Ionisierungsenergie innerhalb einer Periode von links nach rechts zu und innerhalb einer Hauptgruppe ab.

 

Elektronenaffinität

Die Energie, die ein Atom freisetzt bei der Aufnahme eines Elektrons wird Elektronenaffinität genannt.

Cl + e- →  Cl-

Wenn ein Chloratom ein Elektron aufnimmt wird Energie freigesetzt. -328kj/mol.

Nähert sich ein Elektron einem Atom wird es vom Atomkern angezogen und von dessen Elektronen abgestossen. Jenachdem wird dabei Energie frei oder muss entsprechend aufgewendet werden. Beim Helium werden 21kJ/mol benötigt um eine Elektron aufzunehmen.

Nomenklatur einiger Ionen und Ionenverbindungen

Cl- =  chlorid, F- =  fluorid, Br- = bromid, I- = Iodid

CaCl2 = Kalziumchlorid , (Ca2+ und 2 Cl-). Dieses Salz wird als Trocknungsmittel in Laboratorien verwendet. Das Trockenrohr wird damit gefüllt.

Natriumfluorid, NaF,  Na+  +  F-,  Hauptbestandteil der Zahnpasta.

KMnO4, Kaliumpermanganat

Namen einiger wichtiger Anionen mit 2 oder mehreren Elementen.

OCl- Hypochlorit

ClO3- Chlorat

ClO4- pPerchlorat

SO3(2-) Sulfit

SO4(2-) Sulfat

NO2- Nitrit

NO3- Nitrat

CO3(2-) Carbonat

C2O4(2-) oxalat

S2- sulfid

MnO4- Permanganat

 

Kovalente Verbindungen

 Ein Elektron eines Atoms beschreibt eine Wellengleichung. Kommen 2 Atome mit denselben Wellen aufeinander zu, kommt es zur Überlappung. Die Amplituden der beiden Wellen addieren sich. Durch die erhöhte negative Ladungsdichte der Elektronen, kommt es zur Anziehung der positiv geladenen Atomkerne.

In höheren Lektionen wird  mehr über die quantenphysikalischen Eigenschaften zu erfahren sein.

Hier befassen wir uns mit Valenzstrichformeln, (Lewis Konzept) Oktettregel, Dipol und Elektronegativität.

Wie oben bereits erwähnt gehen Edelgase, 8. Hauptgruppe keine Bindungen ein sie sind inert und in der Chemie kaum von Bedeutung. H,O,N,F, Cl und viele weitere Elemente existieren nicht als einzelne Atome wie die Edelgase. Nun hat Gilbert N Lewis ein Konzept entwickelt, wonach das Ziel jedes Atoms sei, die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Wasserstoff, H2, erreicht die 2-Elektronenkonfigurationkonfiguration des Heliums.He und Wasserstoffgas

H—H bestehen je  aus  2 Elektronen.

Die anderen Edelgase wie Ne, Argon, Ar, Krypton, Kr, Xenon,Xe und Radon, Rn, mit haben 8 Elektronen in der äussersten Sphäre und können keine Bindungen eingehen, weshalb das so is wird in höheren Lektionen erklärt werden.

Die Oktettregel von G.N. Lewis erklärt sich nun wie folgt: Fehlen ein oder mehrere Elektronen in der äussersten Sphäre, werden entsprechende Anzahl Bindungen eingegangen.

Die Oktetregel ist gültig für Nichtmetalle, speziell für die Hauptgruppen 4 bis 7 der 2. Periode.

Die Elektronen der äussersten Sphäre eines Atoms nennt man Valenz-Elektronen.

Die Anzahl Valenz-Elektronen der Elemente C, N, O, F (inkl. aller restlichen Halogenide Cl, Br und I) beträgt 4, 5, 6 und 7 und stimmen mit der jeweiligen Hauptgruppen-Nummer überein.

Nochmals zur Erinnerung Edelgase haben 8 Valenz-Elektronen!

 Wieviele Bindungen kann ein Element eingehen? 8 – Anzahl Valenz-Elektronen

(8 – VE)

• Kohlenstoff C, hat 4 VE, 8 – 4 = 4 Bindungen
• Stickstoff, N, hat 5 VE, 8 – 5 = 3 Bindungen
• Sauerstoff, O, 8 – 6 = 2 Bindungen und F, Cl, Br, I 8 – 7 = je 1 Bindung

Kommen wir nun zurück zu den Struckturformeln weiter oben:

Jedes Atom muss mit 8 Elektronen umgeben sein, damit die Oktetregel erfüllt ist. Wichtig! Bei Strukturformeln müssen die nichtbindenden Elektronenpaare mitgezeichnet werden!

Zur Erklärung der Abbildung oberhalb: CO2, Kohlendioxid: 1 Strich enthält 2 Elektronen, ein Elektronenpaar. Bei den Doppelstrichen sind also 4 bindende Elektronen enthalten.

Beide Striche je links und rechts des Elements, O sind nichtbindende Elektronenpaare, je 4 Elektronen.

 

Elektronegativität und Dipol

Elektronegativität ist ein Mass, wie sehr ein Element bereit ist ein Elektron zu verlieren oder aufzunehmen.

Grosse Elektronegativitäten findet man bei Nichtmetallen. Fluor, F, ist das elektronegativste Element mit dem Wert 4,0.

Demgegenüber weisen Alkali- und Erdalkalimetalle kleine Elektronegativitäten aus.

Kalium, K, Cäsium, Cs und Rubidium, Rb haben die kleinste Elektronegativität mit 0,8.

Bei diesen Werten für die Elektronegativitäten (siehe Tabelle unten) handelt es sich um relative Werte, sie sind nicht exakt und haben keine Einheit. Die Werte basieren auf Messungen der Bindungsenergien.

Auf das Periodensysten bezogen, steigen die Elektronegativitäten von links nach rechts. Innerhalb der Gruppe nehmen sie von oben nach unten ab.

Die Elektronegativitäten der Edelgase betragen null!

Dipol, Dipolmoment

Verbindungen die aus Atomen verschiedener Elektronegativitäten (bzw Ladungsdifferenzen) bestehen oder oder keine Symmetrie haben, haben einen Dipol (auch genannt Dipolmoment)

Beispiele sind Wasserstoffhalogenide wie H-Br und H-I, beide besitzen einen Dipol, da Brom und Iod elektronegativer sind als Wasserstoff.

Wasserstoff, H2, Chlor, Cl2 und Sauerstoff können keinen Dipol haben, deren Ladungsdifferenzen betragen null.

Dipole oder Dipolmomente von komplizierteren Verbindungen können mathematisch oder geometrisch berechnet oder bestimmt werden. Dazu mehr in Mathematik und Physik oder höheren Lektionen.

Wasser, H2O und Ammoniak, NH3 haben einen Dipol. Das Dipolmoment von Wasser mit einem Winkel von 109° lässt sich mit dem Cosinussatz berechnen.

CO2 hat keinen Dipol, < O == C == O > ist gestreckt.

Die Einheit des Dipolmoment ist Coulomb*meter oder abgekürzt Cm. Es ist eine physikalische Einheit. Eine ältere Einheit für das Dipolmoment lautet Debye.

 

Die metallische Bindung

Mehr als drei Viertel aller Elemente sind Metalle.

Die wichtigsten Eigenschaften der Metalle sind: grosse Wärmeleitfähigkeit, Metallglanz, Verformbarkeit und grosse elektrische Leitfähigkeit.

In der metallischen Bindung, also in einem elementaren Metallklumpen, schwimmen quasi die Elektronen ein einem Elektronensee. Weil die Atomkerne des entsprechenden Metalls hin und her schaukeln, ist die vorhandene elektrische Leitfähigkeit eingeschränkt. Strom ist deshalb teuer.

Weil Metalle niedrige Elektronegativitäten haben geben sie leicht Elektronen ab und werden zu Kationen.

Des weiteren unterscheiden sich die Dichten der Metalle. Lithium hat die kleinste und Osmium die höchste Dichte. Die meisten Metalle haben jedoch höhere Dichten als Nichtmetalle.

Mehr über Metalle erfahren Sie noch weiter unten und wie der elektrische Strom zustande kommt wird in höheren Lektionen erklärt werden.

 

Komplexverbindungen

Eine Komplexverbindung besteht aus einem Zentralatom, es handelt sich dabei meist um Übergangsmetalle. Um dieses Zentralatom sind Ionen oder Moleküle geometrisch angeordnet und man nennt sie Liganden. Der Ligand verfügt über eine freies Elektronenpaar, das er dem Zentralatom zur Verfügung stellt. (Wenn ein Molekül dem Reaktionspartner ein Elektronenpaar zur Verfügung stellt, dann ist es eine sogenannte Lewis-Base, davon später mehr)

Die Art der Bindung zwischen Ligand und Zentralatom kann sowohl kovalent als auch ionisch sein.

Die Anzahl Liganden, die an das Zentralatom gebunden sind, nennt man Koordinationszahl und den Raumkörper, der dabei entsteht, Koordinationspolyeder.

Bei den meisten Komplexen beträgt die Kordinationszahl zwei, vier und sechs. Die koordinationspolyeder treten linear, tetraedrisch, quadratisch planar und oktaedrisch auf.

Die Ladung eines Komplexes besteht aus der Ladung des Zentralatoms und seiner Liganden. Die Formeln werden mit eckigen Klammern versehen.

Beispiel Al3+ hat 4 Liganden als Chlorid-ionen Cl-, das ergibt [AlCl4]-. Diese Verbindung hat eine tetraedrische Struktur.

Komplexe mit 4 Liganden können sowohl tetraedrische als auch quadratisch planare Strukturen einehmen. Komplexe mit 6 Liganden haben eine oktaedrische Struktur:

 

Diese 3 Komplexverbindungen sind ionen! Die Ladungen  werden durch ein entschprechendes Gegenion auszugeglichen, Anion oder Kation:  Beispiel [Co(NH3)6]Cl3, sein Name lautet Hexammincobalt(III)-trichlorid

Komplexverbindungen werden praktisch angewendet in der analytischen Chemie, Biochemie, Wasseraufbereitung, Elektrochemie und Bakteriologie. Auch im Organismus und in der biologischen Natur sind natürliche Komplexverbindungen vorhanden. Chlorophill ist ein Komplex mit Zentralatom Magnesium. Es ist für das Blattgrün verantwortlich. Hämoglobin im Blut mit Eisen als Zentralatom ist ebenfalls ein Komplex. Unter den Vitaminen, B12,existiert Cobalamin, mit Zentralatom Kobalt, Co.

Mehr über Komplexverbindungen weiter unten und vorallem in höheren Lektionen der anorganischen Chemie.

 

Wasserstoffbrücken und Van der Waals oder Londonkräfte

 

Wasserstoffbrücken

Bei Wasserstoffbrücken ziehen sich Wasserstoffatome und nichtbindende oder einsame Elektronenpaare von Atomen, die sehr elektronegativ sind, gegenseitig an. Bezeichnen kann man diese Verbindungen mit punktierten Linien:  H…/O–H–O\…H. Beim Wasser, H2O, sind es die freien Elektronenpaare des Sauerstoffatoms, die mit dem Wasserstoffatom Wasserstoffbrückenbindungen eingehen. Andere Beispiele Ammoniak, NH3,  H…/NH2H…/N. und Halogenwasserstoff-Säuren wie HF, HCl, HBr und HI.

Wasser wäre selbst bei 0°C gasförmig gäbe es diese Wasserstoffbrücken nicht und Leben wäre inexistent. Ebenso der Zellkern, die DNS (Desoxyribonukleinsäure) besteht nur dank Wasserstoffbrücken.

Van der Waals- und Londonkräfte

Hier handelt es sich um schwache intermolekulare Anzeihungskräfte  zwischen Molekülen mit Dipol. Londonsche Kräfte kommen zustande, wenn sich die Elektronenwolke eines Moleküls vorübergehend verformt, dabei ensteht eine momentanes Dipolmoment.

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