Atommodelle und chemische Bindung im Überblick

Struktur der Materie

Struktur der Materie – Dalton: Er ging davon aus, dass ein Atom nicht weiter geteilt werden kann, also kein kleineres Stück mehr ist.

Thomson: Die Kathodenstrahlen bestehen aus negativen Teilchen, die man Elektronen nennt.

Rutherford: Beim Beschuss einer Goldfolie mit positiv geladenen Teilchen wurden diese kaum abgelenkt, nur wenige stark. Daraus schloss er: Die gesamte positive Ladung befindet sich im winzigen, schweren Atomkern.

Spektren und Atommodelle

Atomspektren: Bestimmte Atome emittieren Licht nur bei bestimmten Wellenlängen; sichtbar als Linien oder Streifen auf dunklem Hintergrund (Emissionsspektrum).

Chadwick entdeckte das Neutron.

EMISSION: Strahlung wird von einer Quelle ausgesendet.

ABSORPTION: Ein Stoff nimmt bestimmte Strahlung aus einem kontinuierlichen Spektrum auf, wodurch dunkle Linien entstehen (Absorptionsspektrum).

Die Strahlung besteht aus elektromagnetischen Wellen, die sich mit gleicher Geschwindigkeit ausbreiten und sich in Wellenlänge und Frequenz unterscheiden. Die Energie dieser Strahlung wird in kleinen Paketen, den Quanten, emittiert oder absorbiert. Eine solche Energieportion der elektromagnetischen Strahlung heißt Photon.

Das Bohr-Modell

Bohr-Modell: Elektronen bewegen sich auf festen Bahnen um den Kern, ohne Energie abzustrahlen (stationäre Zustände). Der Drehimpuls des Elektrons ist ein ganzzahliges Vielfaches von h/2π, wobei h das Planck’sche Wirkungsquantum, m die Masse des Elektrons, v seine Geschwindigkeit, r der Bahnradius und n die Hauptquantenzahl (n = 1, 2, 3, …) ist.

Wenn ein Elektron von einer äußeren auf eine innere Bahn wechselt, wird die Energiedifferenz zwischen beiden Bahnen als elektromagnetische Strahlung emittiert. Umgekehrt absorbiert das Elektron Energie, wenn es von einer inneren auf eine äußere Bahn springt. Die Energien sind damit auf bestimmte Niveaus festgelegt.

Einschränkungen des Bohr-Modells: Es war stark eingeschränkt und gilt nur für das H-Atom und andere einfache Atome. Spektrografen zeigten Dubletts und Tripletts, die das Modell nicht erklären konnte. Sommerfeld bevorzugte eine Mischung aus klassischer und quantenmechanischer Physik.

Frühe Ordnungsversuche der Elemente

Döbereiner stellte Triaden auf: Bei Elementen mit ähnlichen Eigenschaften lag das Atomgewicht des mittleren Elements etwa im arithmetischen Mittel der beiden äußeren.

Newlands ordnete die Elemente nach steigendem Atomgewicht und stellte fest, dass sich nach je acht Elementen ähnliche Eigenschaften wiederholen: das Oktavengesetz.

Mendelejew ordnete die Elemente nach steigender Atommasse in einem Periodensystem, sodass Elemente mit ähnlichen Eigenschaften untereinander stehen. Meyer entwickelte unabhängig eine ähnliche Tabelle. Mendelejew bevorzugte die chemischen Eigenschaften, Meyer die physikalischen. Moseley ordnete die Elemente später nach der Kernladungszahl (Ordnungszahl), was die Lücken im System schloss.

Gruppen und Familien der Elemente

• 1. Gruppe: Alkalimetalle, ns¹
• 2. Gruppe: Erdalkalimetalle, ns²
• 3.–12. Gruppe: Übergangsmetalle, (n-1)d¹⁻¹⁰ ns²
• Innere Übergangsmetalle: Lanthanoide und Actinoide, (n-2)f (n-1)d¹ ns²
• 13. Gruppe: Borgruppe, ns²p¹
• 14. Gruppe: Kohlenstoffgruppe, ns²p²
• 15. Gruppe: Stickstoffgruppe, ns²p³
• 16. Gruppe: Sauerstoffgruppe, ns²p⁴
• 17. Gruppe: Halogene, ns²p⁵
• 18. Gruppe: Edelgase, ns²p⁶

Eigenschaften der Atome und Ionen

Atomradius: Die Hälfte des Abstands zweier benachbarter Atomkerne.

Ionenradius: Ein Kation hat ein kleineres Volumen als das neutrale Atom, da Elektronen verloren gehen. Ein Anion ist größer.

Ionisierungsenergie: Die Energie, die notwendig ist, um ein Elektron aus einem Atom im Gaszustand zu entfernen.

Elektronenaffinität: Die Energie, die frei wird, wenn ein Atom im Gaszustand ein Elektron aufnimmt. Die Halogene besitzen die größte Elektronenaffinität.

Oxidationsvermögen: Die Fähigkeit eines Atoms, Elektronen aufzunehmen und dabei reduziert zu werden.

Elektronegativität: Die Fähigkeit eines Atoms, in einer chemischen Bindung die gemeinsamen Elektronen an sich zu ziehen.

Chemische Bindung

Atome verbinden sich, um eine stabile Elektronenkonfiguration zu erreichen. Die Oktettregel besagt, dass Atome versuchen, acht Elektronen in ihrer äußersten Schale zu besitzen, wie die Edelgase. Die Stabilität ist umso größer, je näher ein Atom diesem Zustand kommt.

Die Bindungsarten

Morse-Potenzial: Es beschreibt die potentielle Energie zweier Atome in Abhängigkeit vom Abstand. Die Anziehungs- und Abstoßungskräfte führen zu einem Energieminimum, dem Bindungsabstand.

Ionenbindung: Ionen mit entgegengesetzten Ladungen ziehen sich elektrostatisch an. Sie entsteht zwischen Elementen mit großer Elektronegativitätsdifferenz und bildet ein Kristallgitter.

Koordinationszahl: Die Anzahl der nächsten entgegengesetzt geladenen Ionen in der Umgebung eines Ions, z. B. 6 beim Natriumchlorid-Gitter.

Eigenschaften ionischer Verbindungen:

• Schmelz- und Siedepunkt: hoch, da die Ionen stark gebunden sind.
• Löslichkeit: gut in polaren Lösungsmitteln wie Wasser, schlecht in unpolaren organischen Lösungsmitteln.
• Härte und Sprödigkeit: Ionenkristalle sind hart, aber spröde, da sich bei Verschiebung gleich geladene Ionen abstoßen und der Kristall bricht.
• Elektrische Leitfähigkeit: im festen Zustand schlecht, in Schmelze oder Lösung gut, da die Ionen beweglich sind.

Born-Haber-Kreisprozess: Ein zyklischer thermochemischer Prozess, mit dem man die Gitterenergie experimentell bestimmen kann.

Metallbindung: Metallatome geben ihre Valenzelektronen ab, die sich als „Elektronengas“ frei zwischen den positiven Metallionen bewegen. Diese Elektronen halten das Gitter zusammen.

Eigenschaften der Metalle: hoher Schmelz- und Siedepunkt, hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit im festen Zustand, gute Verformbarkeit und Zähigkeit.

Kovalente Bindung: Atome teilen sich Elektronenpaare. Nach der Lewis-Theorie teilen zwei Atome ein Elektronenpaar, das beiden angehört.

Ausnahmen der Oktettregel: Bortrifluorid (BF₃), bei dem Bor nur sechs Elektronen besitzt, und Phosphorpentafluorid (PF₅), bei dem Phosphor mehr als acht Elektronen in der Valenzschale hat.

Valenzbindungstheorie: Atomorbitale überlappen sich und bilden bindende Molekülorbitale mit erhöhter Elektronendichte zwischen den Kernen. Frontale Überlappung ergibt σ-Bindungen, seitliche Überlappung π-Bindungen.

Hybridisierung

sp³-Hybridisierung: Beim Stickstoffatom im Ammoniak (NH₃) bilden ein 2s- und drei 2p-Orbitale vier Hybridorbitale. Drei davon sind mit je einem Wasserstoffatom bindend besetzt, eines trägt das freie Elektronenpaar. Der H–N–H-Winkel beträgt etwa 107°. Das Molekül hat eine trigonal-pyramidale Form.

Wasser (H₂O): Das Sauerstoffatom ist sp³-hybridisiert. Die Abstoßung der freien Elektronenpaare verkleinert den H–O–H-Winkel auf etwa 104,5°. Das Molekül ist gewinkelt.

Mehrfachbindungen C=C und C≡C:

• Ethen (C₂H₄): Jedes C-Atom ist sp²-hybridisiert. Die drei sp²-Orbitale liegen in einer Ebene; das nicht hybridisierte p-Orbital steht senkrecht dazu. Die σ-Bindungen entstehen durch Überlappung der sp²-Orbitale, die π-Bindung durch seitliche Überlappung der p-Orbitale.
• Ethin (Acetylen, C₂H₂): Jedes C-Atom ist sp-hybridisiert. Die zwei sp-Orbitale liegen auf einer Achse, zwei p-Orbitale bleiben unverändert und bilden zwei π-Bindungen. Das Molekül ist linear.

Chemische Kinetik

Reaktionsgeschwindigkeit: Die Geschwindigkeit, mit der sich Reaktanten verbrauchen oder Produkte entstehen. Sie hängt von der Konzentration der Reaktanten ab:

v = k · [A]^x · [B]^y

Dabei ist v die Geschwindigkeit, k die Geschwindigkeitskonstante, [A] und [B] die Konzentrationen in mol/L, und x und y die experimentell bestimmten Exponenten.

Faktoren, die die Reaktionsgeschwindigkeit beeinflussen

• Art der Reaktanten: Ionische Reaktionen laufen meist schneller ab als Reaktionen mit Bindungsbruch.
• Zerteilungsgrad (Oberfläche): Feste Partikel werden zerkleinert, die Oberfläche vergrößert sich und damit die Reaktionsgeschwindigkeit.
• Konzentration: Mehr Teilchen pro Volumen führen zu mehr Zusammenstößen und damit zu einer höheren Geschwindigkeit.
• Temperatur: Bei höherer Temperatur haben mehr Moleküle genügend Energie; die Stoßfrequenz steigt.
• Katalysator: Er erhöht die Reaktionsgeschwindigkeit, ohne verbraucht zu werden, indem er einen anderen Reaktionsweg mit niedrigerer Aktivierungsenergie ermöglicht.

Stoßtheorie

Damit eine Reaktion stattfindet, müssen die Teilchen zusammenstoßen, und zwar mit richtiger Orientierung und ausreichender Energie. Die minimale Energie, die dafür nötig ist, heißt Aktivierungsenergie E_a. Der Übergangszustand ist der energetisch höchste Punkt, der aktivierte Komplex.

Katalyse: Ein Katalysator ist ein Stoff, der die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht, indem er die Aktivierungsenergie senkt. Er wird dabei nicht verbraucht und ändert die Gleichgewichtslage nicht. Ein Inhibitor verlangsamt die Reaktion.

Reaktionsmechanismus: Die Gesamtreaktion besteht aus mehreren Elementarschritten. Der langsamste Schritt bestimmt die Geschwindigkeit des Gesamtprozesses.

Thermochemie

Standardreaktionsenthalpie ΔH°: Die Enthalpieänderung einer Reaktion, bei der Reaktanten unter Standardbedingungen in Produkte umgewandelt werden.

Standardbildungsenthalpie ΔH°_f: Die Enthalpieänderung bei der Bildung eines Mols einer Verbindung aus den Elementen in ihrem Standardzustand. Die Bildungsenthalpie der Elemente beträgt 0.

Verbrennungsenthalpie ΔH°_c: Die Enthalpieänderung bei der vollständigen Verbrennung eines Mols einer Substanz unter Standardbedingungen.

Satz von Heß: Wenn eine Reaktion in mehreren Stufen abläuft, ist die Gesamtenthalpieänderung gleich der Summe der Enthalpieänderungen der einzelnen Stufen.

Berechnung von ΔH°: ΔH° = Σ ΔH°_f (Produkte) − Σ ΔH°_f (Edukte), jeweils multipliziert mit den stöchiometrischen Koeffizienten.

Bindungsenthalpie: Die Energie, die zum Spalten einer Bindung benötigt wird. Beim Bindungsbruch wird Energie verbraucht, bei der Bindungsbildung wird Energie frei.

Freie Enthalpie (Gibbs-Energie) G: Sie verbindet Enthalpie und Entropie und ist definiert als G = H − T·S. Die Änderung der freien Enthalpie zeigt an, ob ein Prozess spontan abläuft.

Standardbildungs-Gibbs-Energie ΔG°_f: Die Änderung der freien Enthalpie bei der Bildung eines Mols einer Verbindung aus den Elementen im Standardzustand. Für Elemente im Standardzustand gilt ΔG°_f = 0.

Standard-Reaktions-Gibbs-Energie ΔG°: Sie wird aus den Bildungsdaten der beteiligten Stoffe berechnet. Das Vorzeichen von ΔG bestimmt, ob eine Reaktion bei konstantem Druck und konstanter Temperatur spontan abläuft: ΔG < 0 spontan, ΔG > 0 nicht spontan.

Es gilt: ΔG = ΔH − T·ΔS