Quelltext der Seite Anorganische Chemie für Schüler/ Die Atombindung

== Einleitung: Vom Atom zur Ionenbindung zur Atombindung ==

Bisher kennst Du zwei Arten von Reinstoffen in der Chemie: Atome (Elemente) und Verbindungen daraus. Du weißt mittlerweile, dass viele Verbindungen aus Ionen bestehen, welche durch unterschiedliche Ladungen zusammengehalten werden. Diese Art der Bindung haben wir Ionenbindung genannt.

Aber nicht alle Stoffe sind Salze und bestehen aus Ionen. Es gibt z.&nbsp;B. keine gasförmigen Ionen!

Wie sind z.&nbsp;B. die Moleküle CO und CO<sub>2</sub> aufgebaut? Auch Wasser besteht nur zu einem sehr geringen Anteil aus Ionen.

In diesem Kapitel lernst Du eine weitere Form der Verbindung kennen und mehr über die Zusammenhänge zwischen den beiden „(Ver-)Bindungsarten“

== Die Atombindung: Bindungsverhältnisse bei Wasserstoff & Kohlenstoff ==

=== Wasserstoff ===

Ionen gibt es nur in Kristallen oder gelöst in Wasser <math>\Rightarrow</math> H<sub>2</sub> ist kein Ion

Viele Elemente binden sich untereinander mit einer anderen Methode, der Atombindung.

Zum Erstellen einer Atombindung bestimmt man die Anzahl an Außenelektronen (= Valenzelektronen) und bestimmt die Anzahl der zum Erreichen der vollbesetzten Außenelektronenwolke notwendigen Elektronen. (= Edelgaskonfiguration)

Im Falle des Wasserstoffs liegt ein Valenzelektron vor, d.&nbsp;h. jedem Wasserstoffatom fehlt ein Elektron zum Erreichen der Edelgaskonfiguration. Dieses bekommt das Atom vom Partner. Auch der Partner benötigt eines, also wird ihm das eigene e<sup>-</sup> zur Verfügung gestellt.

Zur Verdeutlichung wird eine Vereinigungsmenge der Elektronenwolken gezeichnet, in die diese „Bindungselektronen“ aufgenommen werden.

[[Datei:Schema Wasserstoffmolekül.svg|left|300px|Schema eines Wasserstoffmoleküls]]

:<math>\Rightarrow</math> H• •H 
:<math>\Rightarrow</math> H – H

<br style="clear:both;" />

{{Definition|Im Überschneidungsbereich gehören die e<sup>-</sup> beiden Atomen. Das gemeinsame e<sup>-</sup>-Paar bezeichnet man als Bindungselektronenpaar.

Diese Art der Verbindung von Atomen bezeichnet man als Atombindung. Sie wird auch als Elektronenpaarbindung bezeichnet. Eine Formel in dieser Schreibweise nennt man Valenzstrichformel oder Lewisformel.}}

Die äußeren Elektronenwolken (= Atomorbitale) tauchen ineinander ein und bilden einen gemeinsamen Bereich (~ Molekülorbital). Damit gehört das Valenzelektronen e<sup>-</sup>-Paar beiden Atomen in gleicher Weise (sie teilen es sich, wie zwei Kinder, die gemeinsam ein Spielzeug benutzen) und sie erhalten somit beide Edelgaskonfiguration.

==== Gilbert N. Lewis (1875 - 1946) stellte 1916 seine Theorie zur Elektronenpaarbindung auf: ====

{{Definition|Atome sind in Molekülen durch gemeinsame e<sup>-</sup> verbunden (<nowiki>=</nowiki> Atombindung, kovalente Bindung, e<sup>-</sup>-Paarbindung).

Bei der Bindungsbildung wird Bildungsenergie frei (entspricht der Dissoziationsenergie).}}

In Molekülen besitzt in sehr vielen Fällen jedes Atom Edelgaskonfiguration. Die Aufnahme weiterer Elektronen zum Zwecke einer weiteren Bindung ist somit (zumindest für die Elemente der ersten beiden Perioden) nicht möglich. Diese Regel wird als Oktettregel bezeichnet.

=== Bindungsverhältnisse bei anderen Molekülen ===

==== A) Sauerstoff: ====

[[Datei:Sauerstoff Elektronenschreibweise.svg|250px|left|Sauerstoff in der Elektronenschreibweise und Lewisformel]]

{{clear}}

Zum Erreichen der Edelgaskonfiguration fehlen dem Sauerstoffatom 2 e<sup>-</sup>

: <math>\Rightarrow</math> Jedes Sauerstoffatom stellt 2 Bindungselektronen zur Verfügung
: <math>\Rightarrow</math> Zweifachbindung (auch Doppelbindung genannt)

==== B) Stickstoff ====

[[Datei:Stickstoff Elektronenschreibweise.svg|250px|left|Stickstoff in der Elektronenschreibweise und Lewisformel]]

{{clear}}

Es fehlen zum Erreichen der Edelgaskonfiguration 3 e<sup>-</sup>

: <math>\Rightarrow</math> Jedes Stickstoffatom stellt 3 Bindungselektronen zur Verfügung.
: <math>\Rightarrow</math> es liegt eine Dreifachbindung zwischen den Atomen vor, von denen jedes je ein freies Elektronenpaar hat

==== C) Chlor ====

[[Datei:Chlor Elektronenschreibweise.svg|250px|left|Chlor in der Elektronenschreibweise und Lewisformel]]

{{clear}}

Es liegt eine Einfachbindung vor. Jedes Chloratom hat drei freie Elektronenpaare

=== Bindung von zwei verschiedenen Atomen ===

[[Datei:Chlorwasserstoff Elektronenschreibweise.svg|250px|left|Chlorwasserstoff in der Elektronenschreibweise und Lewisformel]]

{{clear}}

=== Bindungsverhältnisse bei Methan (CH<sub>4</sub>) ===

Im Methan sind nun sogar 5 Atome miteinander verbunden. Wie kann das funktionieren, damit jedes Atom Edelgaskonfiguration erreicht?

: C hat 4 Valenzelektronen.
: H hat 1 Valenzelektron.

<math>\Rightarrow</math> 4 Wasserstoffatome bringen also zusammen 4 Valenzelektronen mit

<math>\Rightarrow</math> 4 + 1 + 1 + 1 + 1 = 8 Valenzelektronen

Wie erreicht Kohlenstoff also eine vollbesetzte Schale? Durch Aufnahme von je einem Elektron des Wasserstoffes.

[[Datei:Methan Elektronenschreibweise.svg|center|500px|Schema eines Methanmoleküls, Elektronenschreibweise und Lewisformel]]

==== Regel: ====

Vom Kohlenstoffatom gehen in der Regel 4 Elektronenpaarbindungen ab. Meistens ist Kohlenstoff dabei mit Kohlenstoff oder mit Wasserstoff verknüpft. Aber auch Sauerstoff, Schwefel und Stickstoff (u.&nbsp;a.) sind möglich.

Je länger dabei eine Kohlenstoffkette ist, desto fester und dickflüssiger wird eine Substanz.

{{Definition|Das oberstes Prinzip für jede chemische Bindung ist die Edelgaskonfiguration.

Dabei gilt die Oktettregel: Kein Atom der 1. Periode darf mehr als 2 und kein Atom der 2. Periode darf mehr als 8 Valenzelektronen besitzen.}}

=== Aufgaben ===

# Bilde die Atombindung für die folgenden Moleküle: O<sub>2</sub>, F<sub>2</sub>, N<sub>2</sub>, Cl<sub>2</sub>, CO<sub>2</sub>
# Verfahre ebenso bei: HCl, CH<sub>4</sub>, NH<sub>3</sub>, H<sub>2</sub>O
# Zeichne folgende Kohlenwasserstoffketten: C<sub>2</sub>H<sub>6</sub>, C<sub>6</sub>H<sub>14</sub> , C<sub>2</sub>H<sub>4</sub> , CH<sub>4</sub>, C<sub>6</sub>H<sub>12</sub>, C<sub>6</sub>H<sub>6</sub>
# Was versteht man unter einer Elektronenwolke (= Orbital)?
# Wie kann ein Element Edelgaskonfiguration erreichen?
# Sind Moleküle energieärmer oder -reicher als die in ihnen enthaltenen Atome, wenn diese nicht aneinander gebunden sind?
# Welche Aussagen trifft die Valenzstrichformel?
# Nenne Elemente, die als Molekül vorkommen!
# Kann man auch für Ionen Valenzstrichformeln zeichnen? Probiere es: Cl<sup>-</sup>, S<sup>2</sup><sup>-</sup>
# Eine Frage zum Nachdenken: Warum vermutest Du, kommen in der Natur nicht Moleküle in allen denkbaren Kombinationen von Atomen vor. Also mit anderen Worten: warum gibt es z.B. CO, CO<sub>2</sub> aber nicht CO<sub>3</sub>, sondern nur (CO<sub>3</sub>)<sup>2-</sup>?

== Kurzzusammenfassung „Atombindung“ ==

Eine Möglichkeiten für Elemente die Edelgaskonfiguration zu erreichen, ist die Atombindung.

=== Wasserstoffgas (H<sub>2</sub>) ===

[[Datei:Schema Wasserstoffmolekül.svg|left|300px|Schema eines Wasserstoffmoleküls]]

{{clear}}

=== Kurzschreibweise ===

:::::: <span style="font-size:large;"> H •• H </span>
:::::: <span style="font-size:large;"> H – H </span>

(für 2 Valenz-Elektronen kann ein Strich gezeichnet werden)

=== Welche zwei Fragen müssen sich Schüler stellen, um eine Atombindung zu zeichnen? ===

* Wie viele Valenzelektronen hat das einzelne Element?
* Wie viele e<sup>-</sup> braucht es noch zur Edelgaskonfiguration?

''Zum Verständnis der Atombindung kann man sich vielleicht vorstellen, dass zwei Kinder nur wenig Taschengeld haben, aber sich dennoch etwas teures gemeinsam kaufen möchten! Sie teilen ihr Geld und es gehört somit beiden!''

== Exakte Regeln zum Erstellen von Valenzstrichformeln (= Lewis Formeln) ==

Die bisherigen Regeln sind ein guter Einstieg. Für komplexe Moleküle brauchen wir noch etwas präzisere Regeln. Zum Verständnis wird mal ein besonders leichtes Beispiel gewählt:

=== Beispiel: Wie sieht die Valenzstrichformel von Methan (CH<sub>4</sub>) aus? ===

==== 1. Schritt: Bestimmen der Gesamtanzahl an Elektronenpaaren: ====

{|
| with="25%"|C hat 4 VE <math>\Rightarrow</math> || &nbsp;4 e<sup>-</sup> || &nbsp;
|-
| H hat 1 VE <math>\Rightarrow</math> 4&nbsp;Atome • 1VE = || <u>&nbsp;4 e<sup>-</sup>&nbsp;</u> || &nbsp;
|-
| &nbsp; || &nbsp; 8 e<sup>-</sup> || <math>\Rightarrow</math> 4 Elektronenpaare (= EP)
|}

==== 2. Schritt: Die Atome werden so angeordnet, dass jedes Atom die Edelgaskonfiguration hat (sofern es möglich ist) ====

[[Datei:Lewisformel des Methans.svg|center|200px|Schema eines Methanmoleküls]]

<br style="clear:both;" />

{{Definition|Oktettregel beachten: „Kein Atom der 1. und 2. Periode darf mehr als 8 Valenzelektronen (<nowiki>=</nowiki> VE) besitzen“}}

==== 3. Schritt: Bestimmung eventuell auftretender Formalladungen ====

Zur Bestimmung eventuell auftretender Formalladungen zählt man die VE, indem man alle bindenden EP gleichmäßig auf die Bindungspartner aufteilt und mit der Anzahl an freien e- addiert. Diese Summe an gefundenen VE wird mit der ursprünglichen (aus der Stellung im PSE) verglichen. Ist sie geringer, so ist das Atom positiv geladen (da ja e<sup>-</sup> fehlen), ist sie höher, ist das Atom negativ geladen (es sind ja „zu viele“ e<sup>-</sup> vorhanden)

===== Hinweise: =====

* Treten in einem Molekül Formalladungen auf, so ist das ein Indiz dafür, das es instabil sein könnte.
* Verschiedene Formalladungen in einem Molekül sind beim Erstellen möglichst zu vermeiden.

===== Weitere Regeln: =====

# Sauerstoff ist <u>nur</u> in echten Peroxiden an Sauerstoff gebunden. (in der Regel schon erkennbar am Namen. z.B. Wasserstoffperoxid: [[Datei:Wasserstoffperoxid.svg|Lewisformel des Wasserstoffperoxids]])
# Ab der dritten Periode ist Oktettüberschreitung möglich.
# Von einem Atom dürfen nie mehr als zwei Doppelbindungen abgehen.

===== Aufgaben: =====

# Stelle die Valenzstrichformel für folgende Moleküle auf:
#: a) I<sub>2</sub>
#: b) CN<sup>-</sup>
#: c) CO
#: d) SO<sub>3</sub><sup>2-</sup>
# Zeichne die Valenzstrichformeln
#: a) folgender Säuren: HNO<sub>3</sub> H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> , H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub> und alle ihre Säurereste: NO<sub>3</sub><sup>-</sup>, SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>, PO<sub>4</sub><sup>3-</sup>.
#: b) folgender Stickstoffverbindungen: NO, NO<sub>2</sub>, NO<sub>3</sub>, N<sub>2</sub>O, N<sub>2</sub>O<sub>2</sub>, N<sub>2</sub>O<sub>4</sub>, N<sub>2</sub>O<sub>5</sub>
#: c) von H<sub>2</sub>O<sub>2</sub>, PF<sub>3</sub>, SiH<sub>4</sub>
#: d) folgender organischer Verbindungen: C<sub>2</sub>H<sub>2</sub>, C<sub>2</sub>H<sub>2</sub>, C<sub>6</sub>H<sub>12</sub>O<sub>6</sub>, C<sub>4</sub>H<sub>10</sub>, C<sub>4</sub>H<sub>8</sub>, C<sub>4</sub>H<sub>4</sub>
#:: zu b) Vorsicht: bei einigen Verbindungen sind freie einzelne e<sup>-</sup> vorhanden (= Radikale)

==== Aufgaben ====

{{Definition|Tipp: reagieren Metall + Nichtmetall, liegt oft eine ionogene Verbindung vor}}

# Erkläre in eigenen Worten, wie das Periodensystem aufgebaut ist.
# Was versteht man unter einer Atombindung?
# Zeichne die Valenzstrichformeln von: SO<sub>3</sub> , (ClO<sub>4</sub>)<sup>-</sup> , H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub> , (SO<sub>4</sub>)<sup>2-</sup> , (PO<sub>4</sub>)<sup>3-</sup>, (NO<sub>2</sub>)<sup>-</sup>
# Zeichne die Valenzstrichformeln von:
#: C<sub>2</sub>H<sub>2</sub>: 2 • 4 e<sup>-</sup> + 2 e<sup>-</sup> = 10 e<sup>-</sup>
#: C<sub>2</sub>H<sub>4</sub>: 2 • 4 e<sup>-</sup> + 4 e<sup>-</sup> = 12 e<sup>-</sup>
#: C<sub>2</sub>H<sub>6</sub>: 2 • 4 e<sup>-</sup> + 6 e<sup>-</sup> = 14 e<sup>-</sup>
#: CO<sub>2</sub>: 4 e<sup>-</sup> + 2 • 6 e<sup>-</sup> = 16 e<sup>-</sup>
#: CO: 4 e<sup>-</sup> + 6 e<sup>-</sup> = 10 e<sup>-</sup>
#: CCl<sub>4</sub>: 4 e<sup>-</sup> + 4 • 7 e<sup>-</sup> = 32 e<sup>-</sup>
#: O<sub>3</sub> (Ozon): 3 • 6 e<sup>-</sup> = 18 e<sup>-</sup>
#: (CN)<sup>-</sup>: 4 e<sup>-</sup> + 5 e<sup>-</sup> + e<sup>-</sup> = 10 e<sup>-</sup>
#: (CO<sub>3</sub>)<sup>2-</sup>: 4 e<sup>-</sup>+ 3 • 6 e<sup>-</sup> + 2 e<sup>-</sup> = 24 e<sup>-</sup>
#: (HCO<sub>3</sub>)<sup>-</sup>: 1 e<sup>-</sup> + 4 e<sup>-</sup> + 3 • 6 e<sup>-</sup> + 1 e<sup>-</sup> = 24 e<sup>-</sup>
#: (NH<sub>4</sub>)<sup>+</sup>: 5 e<sup>-</sup> + 4 • 1 e<sup>-</sup> - 1 e<sup>-</sup> = 8 e<sup>-</sup>
#: (C<sub>2</sub>)<sup>2-</sup>: 2 • 4 e<sup>-</sup> + 2 e<sup>-</sup> = 10 e<sup>-</sup>
#: (NO<sub>3</sub>)<sup>-</sup>: 5 e<sup>-</sup> + 3 • 6 e<sup>-</sup> + 1 e<sup>-</sup> = 24 e<sup>-</sup>
#: (HCO<sub>3</sub>)<sup>-</sup>: 1 e<sup>-</sup> + 4 e<sup>-</sup> + 3 • 6 e<sup>-</sup> + 1 e<sup>-</sup> = 24 e<sup>-</sup>
#: MgCl<sub>2</sub>: 2 e<sup>-</sup> + 2 * 7 e<sup>-</sup> = 16 e<sup>-</sup>
# Löse auch die folgenden (schweren) Aufgaben (Oktettüberschreitung ist möglich)
#: HClO: 14 e<sup>-</sup> (Hypochlorige Säure)
#: HClO<sub>2</sub>: 20 e<sup>-</sup> (Chlorige Säure)
#: HClO<sub>3</sub>: 26 e<sup>-</sup> (Chlorsäure)
#: HClO<sub>4</sub>: 32 e<sup>-</sup> (Peroxochlorsäure)
# Wieso ist der Name „Peroxochlorsäure“ für diese Verbindung falsch gewählt?

== Der räumliche Bau von Molekülen ==
{{Wikibooks|Allgemeine und Anorganische Chemie/ Struktur von Molekülen}}

=== Wiederholung: ===

Du hast in den bisherigen Kapiteln gelernt, dass

* Elektronenpaare sich (aufgrund ihres Aufbaus aus negativ geladenen Elektronen) voneinander abstoßen
* Atomkerne sich (aufgrund ihres Aufbaus aus positiv geladenen Protonen) ebenfalls voneinander abstoßen.

'''Mit diesem Vorwissen können wir etwas Neues, den räumlichen Bau von Molekülen, ableiten:'''
Eine Verbindung, die Du schon kennst, ist das Methan (CH<sub>4</sub>). An seinem symmetrischen Aufbau soll der räumliche, also dreidimensionale, Aufbau von Molekülen verdeutlich werden: CH<sub>4</sub>:

[[Datei:Lewisformel des Methans.svg|center|200px|Schema eines Methanmoleküls]]

{{clear}}

Von einem zentralen Kohlenstoffatom gehen 4 Atombindungen ab. Da sich die Elektronenwolken untereinander abstoßen (und im Übrigen auch die Atomkerne), „versuchen“ die Atomkerne einen möglichst großen Abstand voneinander zu bekommen.

Versuche es einmal selbst, indem Du vier Farbstifte zu Hand nimmst und versuchst ihren Spitzen einen möglichst großen Abstand zu geben. Wählst Du eine platte, zweidimensionale Form, so kommt ein Quadrat heraus. Der Winkel zwischen den Bindungselektronenpaaren beträgt nur 90°. Geht noch mehr.

[[Datei:2D Methan.svg|center|300px|Schema der Bindungswinkel eines Methanmoleküls (2D)]]

{{clear}}

Wenn Du eine dreidimensionale Form wählst, so erhältst Du einen Tetraeder. Der Winkel ist schwerer zu bestimmen, wenn man kein Modell hat. Der Winkel im Tetraeder beträgt 109,5°

[[Datei:3D Methan.svg|center|300px|Schema der Bindungswinkel eines Methanmoleküls (3D - Tetraeder)]]

{{clear}}

Dies ist die räumliche Anordnung, wie sie bei sehr vielen Molekülen vorliegt, welche 4 Bindungspartner haben, und ermöglicht den größtmöglichen Abstand zwischen den Bindungspartnern.

=== Zusatzinformationen ===
{{Wikipedia|Tetraeder}}

{{clear}}

== Vom CH<sub>4</sub> zum HF ==

<span style="color:red; font-size:large;">'''Hinweis fürs Heft: Es müssen 4 Formeln nebeneinander Platz haben.'''</span>

Es soll ein Vergleich der 4 folgenden Verbindungen erfolgen. Bei allen sind 4 Elektronenpaare (EP) an das zentrale Atom gebunden. Nicht jedes Elektronenpaar ist jedoch ein bindendes.

{{:Anorganische Chemie für Schüler: Vorlage: Merksatz|Text=Nichtbindende EP sind ebenso wie bindende EP räumlich gerichtet und stoßen sich ab.}}

Schüler zeichnen Valenzstrichformeln von CH<sub>4</sub>, NH<sub>3</sub>, H<sub>2</sub>O, HF

[[Datei:Von CH4 zu HF.svg|center|500px|Die Umwandlung von CH4 in HF]]

== Die Projektionsform - zum Zeichnen fürs Heft - (mit Farbstiften verdeutlichen) ==

[[Datei:Projektionsform.svg|center|200px|Projektionsform]]

<center>{{:Anorganische Chemie für Schüler: Vorlage: Merksatz|Text= <math>\Rightarrow</math> Man sollte zur Darstellung von dreidimensionalen Inhalten auf Papier immer die Projektionsform mit größtem Informationsgehalt wählen}}</center>

=== Aufgaben ===

Bestimme die räumliche Anordnung für NH<sub>4</sub><sup>+</sup> , HCl , PF<sub>3</sub> , CsCl , H<sub>2</sub>S. 
Zum Nachdenken: gibt es Bindungen, die nicht gerichtet sind?

- Ionogene Bindung

== Exakte Regeln zum Ermitteln der räumlichen Gestalt von Molekülen: ==

# Die Zahl der Valenz-Elektronenpaare (= nichtbindend + bindend) bestimmen.
# Beachte: Negative Ladungen stoßen sich ab. <math>\Rightarrow</math> Die Elektronenpaare haben einen größtmöglichen Abstand. Die Molekülgestalt ist eine Konsequenz dieser Abstoßung.
# Es werden alle VE berücksichtigt (bindende und nicht bindende (= freie)). Das heißt freie Elektronenpaare werden genauso wie bindende Elektronenpaare als räumlich gerichtet und lokalisiert betrachtet.
# Die Valenz-Elektronenpaare stoßen sich maximal voneinander ab. Es ergibt sich die Anordnung der Valenz-Elektronenpaare.
# Freie Elektronenpaare beanspruchen mehr Platz als (lokalisierte) bindende Elektronenpaare.
# Mehrfachbindungen werden wie Einfachbindungen betrachtet.
# Zur Betrachtung der tatsächlichen räumlicher Anordnung, werden die nichtbindenden Elektronenpaare außer acht gelassen und nur die gebundenen Atome betrachtet.

=== Eine Aufgabe zum Nachdenken ===

Im Tetraeder liegt ein Bindungswinkel von genau 109,5° vor. Den folgenden Verbindungen liegt ein Tetraeder zugrunde. Folgende Winkel wurden gemessen:

* CH<sub>4</sub> : 109,5°
* NH<sub>3</sub> : 106,8°
* H<sub>2</sub>O : 104,5°

Wieso werden die Bindungswinkel kleiner?

* Freie EP beanspruchen mehr Platz als bindende (lokalisierte) Elektronenpaare (EP).
* Ein freies EP: Hat nichts zu tun, kann sich mit seinen Ellbogen ausbreiten.
: <math>\Rightarrow</math> Die Winkel werden also zusammengedrückt. Beispiel mit dicken und dünnen Stiften.

=== Alte Regeln zum bestimmen des räumlichen Baus ===

# Die Anzahl der bindenden Elektronenpaare bestimmen.
# Nichtbindende Elektronenpaare werden genauso wie bindende Elektronenpaare als räumlich gerichtet und lokalisiert betrachtet.
# Die Zahl der Valenz-Elektronenpaare (= nichtbindend + bindend) bestimmen.
# Die Valenz-Elektronenpaare stoßen sich maximal voneinander ab. Es ergibt sich die Anordnung der Valenz-Elektronenpaare.
# Bei der räumlicher Anordnung des Moleküls werden nur die gebundenen Atome betrachtet
# Freie Elektronenpaare beanspruchen mehr Platz als (lokalisierte) bindende Elektronenpaare.
# Mehrfachbindungen werden wie Einfachbindungen betrachtet.

=== Aufgaben ===

Bestimme den räumlichen Bau von:

{|
| HClO (Hypochlorige Säure) || [[Datei:Lewisformel HClO.svg|center|250px|Lewisformel_HClO]]
|-
| HClO<sub>2</sub> (Chlorige Säure) || [[Datei:Lewisformel HClO2.svg|center|250px|Lewisformel_HClO2]]
|-
| HClO<sub>3</sub> || [[Datei:Lewisformel HClO3.svg|center|250px|Lewisformel_HClO3]]
|-
| HClO<sub>4</sub> (Perchlorsäure) || [[Datei:Lewisformel HClO4.svg|center|250px|Lewisformel_HClO4]]
|-
| '''<math>\Rightarrow</math> Säurerest bei HClO<sub>4</sub>''' || &nbsp;
|-
| ClO<sub>4</sub><sup>-</sup> || [[Datei:Lewisformel ClO4-.svg|center|250px|Lewisformel_HClO4-]]
|}

Vorsicht: alle freien Elektronenpaare fehlen jetzt an den O's!

Entsprechend ist bei H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> der Schwefel in der Mitte, bei H<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> der Kohlenstoff usw.

== Zusammenfassung der beiden Bindungsarten ==

Vergleiche mal eine Ionenbindung mit einer Atombindung

a) Ionen entstehen durch Aufnahme bzw. Abgabe von Elektronen. Dadurch wird erreicht, dass eine vollbesetzte Außenelektronenwolke vorliegt. Es liegen also verschieden geladene Ionen vor. Ungleiche Ladungen ziehen sich an und halten die Ionen so zusammen:

{|
| z.B.: || NaCl: || Na gibt ein Elektron ab || <math>\rightarrow</math> Na<sup>+</sup> || &nbsp;
|-
| &nbsp; || Cl || nimmt ein Elektron auf || <math>\rightarrow</math> Cl<sup>-</sup> || <math>\Rightarrow</math> In Verbindung: Na<sup>+</sup>Cl<sup>-</sup>
|}

b) Bei einer Atombindung teilen sich Atome Elektronen, so dass jedes Atom, zumindest zeitweise, eine vollbesetzte Außenelektronenwolke hat.

z.B.: Cl<sub>2</sub> : 2 Chloratome teilen sich ein Elektronenpaar gleichmäßig auf.

== Zwischen Atom- und Ionenbindung: Die polare Atombindung und die Elektronegativität ==

Nun geht es weiter und es wird leider auch etwas komplizierter. Messungen haben ergeben: Wenn zwei <u>verschiedene</u> Atome miteinander verbunden sind, dann sind die Elektronen nicht immer genau in der Mitte zwischen beiden Atomen anzufinden. In der Regel zieht einer der beiden Partner die Elektronen stärker an sich heran.

z.B.:

: HCl: Im Chlorwasserstoffmolekül beansprucht das Cl-Atom das bindende Elektron stärker für sich. Die Bindung ist <u>'''polar'''</u>.

:: &nbsp;H-Cl (Cl zieht stärker an den Elektronen <math>\Rightarrow</math> H<math>\rightarrow</math>Cl)

in diesem Fall zieht das Chloratom die Elektronen stärker zu sich. Diese ungleiche Verteilung führt dazu, dass das Chloratom minimal negativer als das Wasserstoffatom wird. Dies kann mit einem besonderem Zeichen, dem Zeichen der Partialladung, gekennzeichnet werden. (δ-/δ+)

Die Ursache ist die höhere Elektronegativität des Chloratoms im Vergleich zum Wasserstoffatom.
Man sagt, Chlor ist elektronegativer als Wasserstoff.

<center>{{:Anorganische Chemie für Schüler: Vorlage: Merksatz|Text=Die Elektronegativität ist ein (relatives) Maß für das „Bestreben“ eines Atoms, in einem Molekül die Bindungselektronen an sich zu ziehen.
Atome mit hoher Elektronegativität bezeichnet man auch als elektronegativ. Sie kann daher als Anhaltspunkt für die Polarität einer Atombindung genommen werden.}}</center>

Es gilt: Je höher der Unterschied in der Elektronegativität der gebundenen Elemente zueinander, desto polarer ist die Atombindung. Ab einer Differenz von {{:Anorganische Chemie für Schüler: Vorlage: Merksatz|Text=ΔEN > 1,7 }} ist die Atombindung so polar, dass die Elektronen die Atome nicht mehr verbinden können. Sie wechseln den Partner. Es liegt also eine {{:Anorganische Chemie für Schüler: Vorlage: Merksatz|Text=Ionenbindung}} vor.

<center>{{:Anorganische Chemie für Schüler: Vorlage: Merksatz|Text=Atombindungen zwischen zwei ungleichen Elementen sind immer „gerichtet“. Ionenbindungen sind es nicht! (d.h. deren Ladungen zeigen in alle Richtungen).}}</center>

=== Zusatzinformationen: ===
{{Wikipedia|Chemische_Bindung| Chemische Bindung}}

{{Wikipedia|Elektronegativit%C3%A4t|Elektronegativität}}

{{Wikipedia|Polare_Atombindung|Polare Atombindung}}

{{clear}}

=== Zusammenfassung: ===

* in polare Atombindungen tragen die beteiligten Atome infolge ihrer ungleichen Elektronenverteilung Teilladungen.
* Ursache sind unterschiedlichen Elektronegativitäten zwischen den beiden Bindungspartnern
* das Atom mit der größeren Elektronegativität zieht die bindenden Elektronen stärker zu sich heran als das Atom mit dem kleineren EN-Wert.
* Teilladungen sind viel schwächer als Ionenladungen!
* Unpolare Atombindungen kommen nur zustande, wenn sich zwei Atome gleicher Elektronegativität miteinander verbinden.
* Die polare Atombindung stellt einen Übergang von der reinen Atombindung zur Ionenbindung dar.

{{Definition|Eine unpolare Atombindung liegt bei einer Elektronegativitätsdifferenz ΔEN <nowiki>=</nowiki> 0 vor <ref>Manche Qullen gben als Grenze 0,4 (C-H Bindung) an!</ref> }}

{{Definition|Eine polare Atombindung liegt bei einer Elektronegativitätsdifferenz &nbsp;&nbsp;&nbsp;ΔEN <nowiki>=</nowiki> 0,1 - 1,7 vor <ref> Diese Werte sollte man als Richtwerte ansehen, da es Grenzfälle gibt. Zum einen der Grenzfall zum Ion, das Aluminiumchlorid welches mit der delta-EN von 1,5 ein Molekül sein sollte, aber in Wasser als Ion nachweisbar ist.</ref> }}

{{Definition|Eine Ionenbindung liegt bei einer Elektronegativitätsdifferenz ΔEN > 1,7 vor}}

=== Aufgaben ===

# Welche Bindungen liegen in folgenden Molekülen vor? H<sub>2</sub>, HBr, CaCl<sub>2</sub>,CH<sub>4</sub>, CaO
# Ist Wasser eine ionogene Verbindung?
# Kannst Du anhand der Bindungsstärke zum Wasserstoff entscheiden, welche der folgenden Verbindungen die stärkste Säure ist? Erstelle eine Rangreihenfolge: H<sub>2</sub>O, HI, HF, HBr

(Tipp: Bedenke, die saure Wirkung beruht auf freien H<sup>+</sup>-Ionen)

== Die polare Atombindung und ihre Auswirkungen ==

Elemente unterscheiden sich in ihrer Elektronegativität (EN)
Die EN ist ein Maß für die Fähigkeit der Atomkerne Bindungselektronen anzuziehen. Sie wird u.a. durch die Kernladung (Anzahl an Protonen) und die Größe des Atoms bestimmt. Beide Faktoren sind gegenläufig. Je größer die Kernladung ist und je kleiner der Atomdurchmesser ist, desto elektronegativer ist es.
(Per Definition hat Fluor dabei den Wert 4.0, Lithium hat den Wert 1.0)

<center>{{:Anorganische Chemie für Schüler: Vorlage: Merksatz|Text=Je elektronegativer ein Atom ist, desto stärker zieht der Atomkern eines Atoms in einer Verbindung die Bindungselektronen an.}}</center>

{|
| [[Bild:Schema der Elektronegativitätsverteilung bei Chlor.svg|Schema der Elektronegativitätsverteilung bei Chlor]] || Im Chlormolekül liegen zwei gleiche Atome vor. Sie haben beide die gleiche Kernladung und die gleiche Größe

<math>\Rightarrow</math> sie haben dieselbe EN

<math>\Rightarrow</math> die Bindungselektronen sind völlig gerecht zwischen den Atomen verteilt

: <math>\Rightarrow</math> '''die Atombindung ist apolar (oder kovalent)'''

|}

[[Datei:Legende.svg|left|200px|Farbverlauf und Legende]]

{{clear}}

{|
| [[Datei:Schema der Elektronegativitätsverteilung bei Chlorwasserstoff.svg|Schema der Elektronegativitätsverteilung bei Chlorwasserstoff]] || Im Chlorwasserstoffmolekül liegen zwei unterschiedliche Atome vor.
Wasserstoff hat eine geringe Kernladung und ist ein kleines Atom <math>\Rightarrow</math> geringe EN (2,2)
Das Chloratom hat eine höhere Kernladung als Wasserstoff und ist auch größer <math>\Rightarrow</math> höhere EN (3.2)

Da Chlor das elektronegativere Atom ist, zieht es die Bindungselektronen etwas näher zu sich

<math>\Rightarrow</math> Die Bindungselektronen sind ungleichmäßig verteilt.

: '''<math>\Rightarrow</math> die Atombindung ist polar'''.

|}

Aus polaren Atombindungen (d.h. ungleicher Verteilung von Elektronen) resultiert, dass eines der beiden Atome geringfügig negativer (und das zweite geringfügig positiver) ist.
Diesen Unterschied wird durch die Partialladung gekennzeichnet: δ- (bzw. das zweite δ+).

== Pauling-Skala der Elektronegativität ==

Der deutsche Chemiker Linus Pauling erstellte 1932 eine empirische Definition der Elektronegativität. Sie beruht nicht auf Messwerten oder Modellberechnungen.

Pauling legte fest, dass das Element Fluor die höchste Elektronegativität hat. Er legte sie mit dem Zahlenwert 4,0 fest. Die EN hat keine physikalische Einheit.
Die niedrigste Elektronegativität hat Francium mit 0,7.
Alle anderen Elemente ordnete er Werte zwischen 0,7 und 4 zu.

Hinweis: Die Elemente der zweiten Periode des Periodensystems haben halbzahlige Werte:

* Lithium : 1,0
* Beryllium : 1,5
* Bor : 2,0
* Kohlenstoff : 2,5
* Stickstoff : 3,0
* Sauerstoff : 3,5
* Fluor : 4,0

== Regelmäßigkeiten im PSE (nach Wikipedia) ==

Die Elektronegativität ist für Elemente in der rechten oberen Ecke des Periodensystems am höchsten, und nimmt nach links und nach unten hin ab.

; Gründe der Regelmäßigkeiten:

Die Anziehungskraft eines Atomkerns auf die Elektronen in einer Bindung hängt von drei Faktoren ab:

* der Anzahl der Protonen des Atomkerns (dadurch steigt die Elektronegativität innerhalb einer Periode von links nach rechts)
* der Entfernung der Valenzelektronen vom Atomkern (deshalb sinkt die Elektronegativität in einer Gruppe von oben nach unten)
* der "Abschirmung" des Atomkerns durch weiter innen liegende Schalen.

=== Zusatzinformationen ===
{{Wikipedia|Elektronegativit%C3%A4t|Elektronegativität}}

{{clear}}

== Wasser - ein Dipol-Molekül ==

Stell dir einmal folgenden Versuch vor:

V: Tetrachlorkohlenstoff (CCl<sub>4</sub>) und Wasser lässt man aus je einer Bürette an einem geladenen Stab bzw. einer geladenen Folie vorbeilaufen.

[[Datei:Versuchsaufbau3.svg|left|500px|Versuchaufbau mit Tetrachlorkohlenstoff und einer geladenen Folie]]

{{clear}}

B: Der Wasserstrahl wird vom Stab angezogen und somit abgelenkt, der CCl4 -Strahl bleibt unbeeinflusst.

S: Die Folie, bzw. der Stab ist mit Elektronen geladen . <ref> Gummistäbe sind negativ Aufgeladen, Glasstäbe positiv </ref>
Wasser, als polare Substanz, wird sowohl von positiven als auch von negativen Ladungen angezogen. Entgegengesetzte Ladungen ziehen sich an, d.h. es muss in Wasser eine Ladung vorhanden sein.

<center>{{:Anorganische Chemie für Schüler: Vorlage: Merksatz|Text=Das Wassermolekül besitzt offensichtlich einen positiven und einen negativen Pol.
Es ist ein Dipol-Molekül. }}

{{:Anorganische Chemie für Schüler: Vorlage: Merksatz|Text=Solche schwachen Ladungen werden auch als Partialladungen bezeichnet}}</center>

Die Wasserdipole kehren dem geladenen Stab die Seite zu, die eine entgegengesetzte Teilladung besitzt.

=== Zusatzinformationen ===

Partialladungen: {{Wikipedia|Partialladung}}

{{clear}}

Tetrachlorkohlenstoff ist eine apolare, bei Raumtemperatur flüssige Verbindung, die früher in Fleckenwasser verwendet wurde. Sie ist leberschädigend und gehört zu den krebserzeugenden Stoffen.

{{Wikipedia|Tetrachlormethan}}

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=== Aufgabe ===

Erkläre mit Deinen Worten, was ein Dipol ist!

== Dipolmoleküle ==

Ungeladene Moleküle können winzige, relativ schwache Ladungen aufweisen.
(Diese Ladungen müssen sich aber immer gegenseitig aufheben, da das Molekül nach „außen“ ungeladen ist.) Man spricht von so genannten Dipolmolekülen.
Ursache sind unterschiedliche Elektronegativitäten zwischen den Atomen des Moleküls. Sie ist somit für die Ausbildung von so genannte Dipolen verantwortlich.

Dipole lassen sich durch Versuche wie mit der Folie messen. Einfacher ist es aber, sich die Valenzstrichformel sowie die räumliche Struktur anzuschauen. So lassen sich leicht Dipole bestimmen.

=== Bestimmung von eventuell auftretenden Dipolen in Molekülen: ===

# Als erstes bestimmt man den räumlichen Bau des Moleküls
# Dann bestimmt man mit Hilfe der Elektonegativität eventuell auftretende Partialladungen und kennzeichnet sie mit δ- und δ+.
# Man trägt zwischen den Partialladungen die Vektoren auf und schaut, ob evtl. mehr als zwei Ladungspole auftauchen. In diesem Fall muss man mithilfe eines Parallelogramms eine Vektoraddition durchführen und den „Ersatzvektor“ bestimmen.

<center>{{:Anorganische Chemie für Schüler: Vorlage: Merksatz|Text=Liegen in einer Verbindung verschiedene Partialladungen vor,kann man durch eine Vektoraddition bestimmen,ob die so genannten „Ladungsschwerpunkte“ zusammenfallen.}}</center>

<center>{{:Anorganische Chemie für Schüler: Vorlage: Merksatz|Text=Kurz gesagt: Dipole sind Moleküle, die einen Ladungsvektor aufweisen.}}</center>

=== Voraussetzungen für einen Dipol: ===

# Vorhandensein polarer Atombindungen.
# Die Addition der verschiedenen Ladungsvektoren darf nicht Null ergeben.

== Zwei Beispiele für Dipole zur Veranschaulichung: ==

=== CO<sub>2</sub> - trotz unterschiedlicher Elektronegativitäten kein Dipolmolekül ===

[[Datei:Kohlenstoffdioxid Partialladungen.svg|left|250px|Schema von Kohlenstoffdioxid mit Partialladungsverteilung]]

{{clear}}

Es liegen verschiedene Partialladungen vor (positiv auf dem Kohlenstoff und negativ auf den Sauerstoffen), man könnte also vermuten, ein Dipolmolekül vor sich zu haben. Es kann allerdings kein Ersatzvektor gebildet werden, da die Ausgangsvektoren auf einer 180° Linie liegen.
<math>\Rightarrow</math> {{:Anorganische Chemie für Schüler: Vorlage: Merksatz|Text= CO<sub>2</sub> ist unpolar}}

=== H<sub>2</sub>O - ein Dipolmolekül ===

[[Datei:Wasser Ersatzvektor.svg|left|300px|Schema von Wasser mit Partialladungsverteilung und Ersatzvektor]]

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Ein polares Molekül liegt vor, wenn bei der Vektoraddition ein {{:Anorganische Chemie für Schüler: Vorlage: Merksatz|Text= Ersatzvektor (siehe violetter Pfeil)}} gebildet werden kann. Hier liegen zwei getrennte Pole vor (δ- und δ+ Dipol), wie die Vektoraddition zeigt:
<math>\Rightarrow</math> {{:Anorganische Chemie für Schüler: Vorlage: Merksatz|Text=H<sub>2</sub>O ist polar}}

==== Zusatzinformationen ====
{{Wikipedia|Dipol}}

{{Wikipedia|Dipol-Dipol-Kr%C3%A4fte|Dipol-Dipol-Kräfte}}

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==== Aufgaben ====

# Wie verhält sich die Polarität der Bindung in der Reihe HF - HCl - HBr - HI
# Entscheide, ob folgende Moleküle Dipole sind: HF, CO<sub>2</sub> , CO<sub>3</sub><sup>2-</sup>, CH<sub>4</sub>

== Kräfte zwischen Molekülen ==

=== 1. Dipol-Dipol-Kräfte ===

Nachdem Du jetzt die Dipole als schwache Ladungen innerhalb von Molekülen kennen gelernt hast, kannst Du Dir sicherlich vorstellen, dass durch Sie Kräfte zwischen Molekülen (z.&nbsp;B. Anziehung und Abstoßung) wirken.

Es gibt noch andere, noch schwächere Ladungsverteilungen, welche sehr schwache Anziehung/ Abstoßung zwischen Molekülen auslösen können.

Aufmerksam wurde man auf sie durch unvorhergesehene Schmelz- und Siedetemperaturen<ref> Falls Du Dich nicht mehr genau erinnerst, wie Schmelz- und Siedevorgänge ablaufen, und was dabei eine Rolle spielt, lies noch mal im Kapitel 5 „Wasser, Lösungen und die Teilchentheorie“</ref> :
Üblicherweise lassen die Siedetemperaturen zunächst einen Zusammenhang mit der Molekülmasse erkennen. Trotzdem hat CO<sub>2</sub> mit einer mehr als doppelt so hohen Molekülmasse wie H<sub>2</sub>O einen Siedepunkt von -78°C. Er müsste eigentlich über dem von Wasser liegen (100°C)!

[[Datei:Wasser Partialladungsverteilung.svg|left|300px|Schema von Wasser mit Partialladungsverteilung]]

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Offensichtlich herrschen zwischen den polaren Molekülen des Wassers Dipol-Dipol-Wechselwirkungen. Die Moleküle werden so stärker zusammengehalten. Es muss also demzufolge mehr Energie aufgebracht werden, diesen „Zusammenhalt“ zu spalten, damit die Moleküle in die Gasphase übertreten können.

<math>\Rightarrow</math> {{:Anorganische Chemie für Schüler: Vorlage: Merksatz|Text=Liegen Dipol-Dipol-Wechselwirkungen vor, so erhöhen sich Schmelz- und Siedepunkt.}}

Dipolmoleküle bilden lockere Verbände - so genannte Molekülaggregate. Die Anziehungskräfte zwischen Dipolen sind geringer als die zwischen Ionen und wirken nur über kurze Entfernungen.

==== Aufgaben ====

# Formuliere mit Deinen Worten den Zusammenhang zwischen Schmelz- bzw. Siedepunkt eines Moleküls und der intramolekularer Anziehungskraft.
# a) Wo liegt der stärkere Dipol vor: H<sub>2</sub>S oder H<sub>2</sub>O?
: b) Wie kannst Du Deine Feststellung beweisen?

=== 2. Wasserstoffbrückenbindungen (= WBBs) ===

Die Atombindungen im Wasser sind stark polar.

<math>\Rightarrow</math> Das Wassermolekül ist aufgrund dieser Partialladungen ein Dipol-Molekül. Zwischen den Wasserstoffatomen und den freien Elektronenpaaren kommt es aufgrund dieses Dipols zu einer schwachen Anziehung.

<math>\Rightarrow</math> Bildung eines „Raumnetzes“

[[Datei:Wasserstoffbrückenbindung.svg|left|300px|Schema von Wasser mit Wasserstoffbrückenbindung]]

<br style="clear:both;" />

Zur Spaltung einer WBB ist eine viel geringere Energie nötig, als zur Spaltung einer Atombindung (nur 5%)

{{Definition|Die Kräfte zwischen Molekülen der Wasserstoffverbindungen von Stickstoff, Sauerstoff und Fluor bezeichnet man als Wasserstoffbrückenbindungen.

Aus den WBBs ergeben sich einige typische Eigenschaften des Wassers, wie z.B. deren vergleichbar hoher Schmelz- und Siedepunkt.}}

==== Zusatzinformationen ====
{{Wikipedia|Wasserstoffbrückenbindung}}

<br style="clear:both;" />

=== 3. Van der Waalskräfte (VdW-Kräfte) ===

Die Ladungen einer Atombindung in Molekülen sind wegen der Bewegung der Elektronen nicht in jedem Moment symmetrisch verteilt. Dadurch entstehen momentane, kurzzeitige Dipole, die allerdings nur sehr schwach sind und auch schnell wieder verschwinden, bzw. sich verschieben.
Sie treten nur bei Atomen und apolaren Molekülen auf. (Vergleiche: WBBs sind permanente Dipole<ref> Vergleich Kind mit 4 Luftballons</ref> ).

<center>{{:Anorganische Chemie für Schüler: Vorlage: Merksatz|Text=Zwischen unpolaren Molekülen wirken schwache Van der Waals-(Anziehungs)-Kräfte. (VdW-Kräfte)}}

Sie sind entdeckt und benannt nach Johannes Diderik van der Waals (1837-1923) </center>

==== Die Stärke der VdW-Kräfte hängt ab von: ====

* Anzahl der e<sup>-</sup> im Atom. Je mehr e<sup>-</sup> vorhanden sind, desto stärker kann die asymmetrische Verteilung sein, desto stärker sind folglich die Dipole.
* Anzahl der Atome im Molekül (je höher die Molekülmasse, desto stärker die VdW-Kräfte)
* Anzahl der Berührungsstellen zwischen zwei (oder mehr) Molekülen

==== Zusatzinformationen ====
{{Wikipedia|Van-der-Waals-Bindung}}

{{Wikipedia|Johannes_Diderik_van_der_Waals|Johannes Diderik von der Waals}}

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== Abstufung der verschiedenen Bindungsenergien zwischen Atomen ==

[[Datei:Abstufung der Bindungsstärke.svg|center|500px|Schema der Abstufung der Bindungsstärken]] {{clear}}

=== Aufgabe ===

Zeichne die Wasserstoffbrückenbindungen zwischen verschiedenen HF-Molekülen (NH<sub>3</sub>-Molekülen)

== Bestimmung (und Vorhersage) der chemischen Eigenschaften eines Moleküls (Dipole) ==

''Jetzt kommt die Königsdisziplin! ;-) Wenn Du alle vorgehenden Kapitel verstanden hast, bist Du nun in der Lage, ausgehend von einer <u>unbekannten</u> Chemischen Formel, die Valenzstrichformel auszustellen, den räumlichen Bau vorherzusagen und chemische Eigenschaften dieser Verbindung vorherzusagen, ohne dass Du die Verbindung kennst!''

=== Hier die Zusammenfassung aller notwendigen Schritte: ===

[[Datei:Abstand.svg|center|500px|Schema von Winkelabstand]]

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# Elektronegativitätsdifferenz der Bindungspartner bestimmen. Liegt eine Atombindung vor kann man ein Valenz- /Lewisstrichformel zeichnen. (Ansonsten liegt eine Ionenbindung vor! Dort gelten andere Regeln.)
# Valenzelektronenanzahl bestimmen und Valenzstrichformel zeichnen.
# Elektronegativitätsdifferenzen <u>aller</u> Atome bestimmen und Teil-/ Partialladungen verteilen, den „Ort der höheren Aufenthaltswahrscheinlichkeit“ sowie Teil-/ Partialladungen (mit δ-/δ+) kennzeichnen.
# Mit Hilfe der Elektronenpaarabstoßungstheorie die räumliche Gestalt bestimmen. Dabei sollten die Elektronenpaare immer einen größtmöglichen Abstand einnehmen.
#:'''Beispiel:''' Hat ein Atom zwei Bindungspartner, so liegen sie sich genau gegenüber, da so der Abstand größer ist, als wenn sie gewinkelt wären.
#: Hat ein Atom vier Bindungspartner, so haben sie in einer tetraedischen Anordnung den größten Abstand voneinander.
#: Treten verschiedene Teil-/ Partialladungen auf und fallen diese nicht in einem Punkt zusammen, liegt ein Dipolmolekül vor (Dipol = zwei Pole). Liegen die auftretenden Partialladungen hingegen auf einem Punkt, so heben sie sich gegenseitig auf
#::<math>\Rightarrow</math> kein Dipolmolekül
# Dipolmoleküle haben andere Eigenschaften als apolare Moleküle. So sind sie z.&nbsp;B. in der Regel wasserlöslich.
# Wenn Van-der-Waals, bzw. Wasserstoffbrückenbindungen vorliegen, hat die Verbindung einen zu ähnlichen Verbindungen höheren Schmelz- und Siedepunkt.

=== Aufgabe ===

Bestimme die Bindungsart der folgenden Verbindungen. Bei welchen liegt ein Dipol vor?
CCl<sub>4</sub>, H<sub>2</sub>O, HCl, CO<sub>2</sub>, MgI<sub>2</sub>, IF<sub>6</sub>, CBr<sub>4</sub>, HBr, H<sub>2</sub>S, AlCl<sub>3</sub>

=== Zusatzinformationen ===

Chemische Bindungen im Vergleich: {{Wikipedia|Chemische_Bindung|Chemische Bindung}}

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== Wiederholungsfragen ==

# Was ist eine Atombindung und wie unterscheidet sie sich von der Ionenbindung?
# Bei welchen Verbindungen kommen Atombindungen vor?
# Erkläre den Zusammenhang zwischen Atombindung und Edelgaskonfiguration!
# Was ist Elektronegativität?
# Gibt es Mischformen der Bindungen? Erkläre mit Deinen Worten und einer Zeichnung
# Beschreibe die Atombindung der Verbindungen Cl-Cl und H-Cl.
# Wie kommen Zweifachbindungen zustande?
# Was versteht man unter einer Elektronenwolke (= Orbital)?
# Nenne zwei Wege, auf denen ein Element Edelgaskonfiguration erreichen kann.
# Erkläre mit eigenen Worten, warum Die Elektronenpaare eines Atoms immer einen größtmöglichen Abstand voneinander haben.
# Wie kommt man mit diesem Wissen zum räumlichen Bau?
# Zeichne die Valenzstrichformel von CH<sub>4</sub> , NH<sub>3</sub>, und H<sub>2</sub>O und beschreibe die Molekülgestalt (in Worten reicht).
# Warum kann man einen Wasserstrahl aus einer Bürette mit einer elektrisch aufgeladenen Folie ablenken, den CCl<sub>4</sub>-Strahl hingegen nicht?
# Nenne die Elektronegativitätsgrenzen, an denen die verschiedenen Bindungsarten unterschieden werden.
# Welche Bindungen liegen in folgenden Molekülen vor? O<sub>2</sub>, HF, CaF<sub>2</sub>?
# Die Gas mit der Formel HCl wird oft (fälschlicherweise) mit Salzsäure, statt mit Chlorwasserstoff übersetzt. Kannst anhand der Bindungsart begründen, warum der zweite Name besser ist? (Tipp: Bedenke die saure Wirkung beruht auf freien H<sup>+</sup>-Ionen)
# Was sind Dipol-Dipol-Kräfte?
# Erkläre warum Wasser ein Dipolmolekül ist. Welche Regeln hast Du angewendet?
# Nenne & beschreibe die verschiedenen Kräfte, die zwischen Molekülen herrschen (geordnet nach ihrer Stärke)
# Welcher Zusammenhang besteht zwischen intermolekularen<ref> inter = zwischen, intra = innerhalb</ref> Kräften und Schmelz- und Siedepunkten?
# Wie kann man Vorhersagen zu den chemischen und physikalischen Eigenschaften von Molekülen treffen?

{{Fußnoten}}

{{Vorlage:Navigation Buch|Anorganische Chemie für Schüler|Anorganische Chemie für Schüler}}