scheLM - i4

Lernziele

Nach der Bearbeitung dieses Unterkapitels sollen Sie in der Lage sein,

die beiden prinzipiellen Konzepte zur Beschreibung der chemischen Bindung zu nennen,
die Unterschiede zwischen den Modellen wiederzugeben,
das Schalenmodell für Atome zu beschreiben,
die Bedeutung des Coulonb-Gesetzes für die chemische Bindung zu erläutern,
und die Abstandsabhängigkeit der chemischen Bindung zu beschreiben und zu erklären.

Auf der nächsten Seite findet Ihr eine kurze Einleitung zum Schalenmodell.

Einleitung

In der Vorlesung „Prinzipien und Mechanismen der Organischen Chemie“ werden zwei Konzepte zur Erklärung des Aufbaus, der Struktur und der Elektronenkonfiguration von Atomen und Molekülen sowie das Zustandekommen von kovalenten und ionischen Bindungen verwendet:

Das Schalenmodell in Kombination mit dem Strukturkonzept von Lewis.
Die quantenchemische Beschreibung von Atomen, Bindungen und Molekülen.

Das erste Konzept ist einfacher. Es erklärt leicht verständlich das Zustandekommen von ionischen und kovalenten Bindungen sowie die Geometrie, die Struktur, die Polarität und damit die Reaktivität von Verbindungen.

Das zweite Konzept ist wesentlich komplexer. Es erläutert dafür mehr Phänomene und erklärt diese präziser.

Auf der nächsten Seite wird das Schalenmodell für ein Atom kurz wiederholt.

Das Schalenmodell

Darstellung eines Neonatoms im Schalenmodell

Im Schalenmodell des Atoms umkreisen Elektronen den Atomkern in konzentrischen Kugelschalen und werden durch die elektrostatische Kraft an den Kern gebunden. Dabei entspricht jede Schale dem räumlichen Aufenthaltsbereich von Elektronen mit ähnlicher Energie. Die erste Schale (K-Schale) darf von maximal zwei Elektronen besetzt werden, die Zweite (L-Schale) von maximal acht, die Dritte (M-Schale) von maximal 18 usw. D.h. eine Schale mit der Nummer n kann maximal 2 * n² Elektronen aufnehmen. Die äußerste noch besetzte Schale wird als Valenzschale bezeichnet, die in ihr befindlichen Elektronen als Valenzelektronen. Die Elektronenkonfiguration in diesem Modell ist somit durch die Anzahl der Elektronen in den jeweiligen Schalen definiert.

Im Periodensystem der Elemente entspricht die Nummer der Periode der Nummer der Valenzschale und die Nummer der Hauptgruppe der Anzahl der Valenzelektronen. Das chemische Verhalten eines Elements bzw. Atoms wird primär von der Anzahl seiner Valenzelektronen determiniert. Daraus resultiert zum Beispiel die ähnliche Reaktivität der Elemente einer Hauptgruppe. Eine besonders stabile Elektronenkonfiguration des Atoms liegt vor, falls die äußerste Schale (Valenzschale) exakt 8 Elektronen enthält. Diese Konfiguration wird als Edelgaskonfiguration bezeichnet, da alle Edelgase eine solche Konfiguration ihrer Valenzschale aufweisen. Folglich sind die Edelgase, wie auch phänomenologisch erwiesen ist, unreaktiv und liegen grundsätzlich als atomare Gase vor, also als einzelne Atome.

Es sei noch angemerkt, dass in diesem Modell beim Auffüllen der Schalen mit Elektronen zunächst nur die erste und zweite Schale vollständig aufgefüllt werden. Die dritte Schale wird zunächst mit 8 Elektronen befüllt, dann die vierte Schale mit 2 Elektronen, dann die dritte Schale mit weiteren 10 Elektronen und dann die vierte wieder mit 6. Diese Art der Verteilung führt ab der vierten Periode zum Zustandekommen der übergangsmetalle. Die 10 Elektronen die in der vierten Periode den Elementen zwischen Calcium und Gallium zugeordnet werden, mit denen also die dritte Schale vollständig aufgefüllt wird führen zu den ersten übergangsmetallen. Ein anderes Atommodell, das sog. Orbitalmodell, erklärt den Aufbau des Periodensystems besser.

Auf der nächsten Seite wird die chemische Bindung mit Hilfe einer einfachen Modellvorstellung mit Hilfe des Coulomb-Gesetzes erklärt.

Ursache der Bindungen

Eine Bindung zwischen zwei oder mehreren Atomen, die zu einem Molekül verbunden werden, kann nur auftreten, falls die Wechselwirkungen zwischen diesen Atomen energetisch günstig sind, also nur, falls bei der Bindungsbildung Energie freigesetzt wird. Diese freigesetzte Energie wird als Bindungsenergie bezeichnet. Die gleiche Energiemenge muss aufgewendet werden, um diese Bindung wieder zu spalten und heißt dann Dissoziationsenergie. Je größer diese Energie ist, desto stabiler ist die Bindung.

Eine erste Vorstellung über das Zustandekommen von Bindungen auf Teilchenebene wird mithilfe des Schalenmodells und des Coulomb-Gesetztes erlangt.

Das Coulom-Gesetz besagt:

Entgegengesetzte Ladungen ziehen einander an (Protonen ziehen Elektronen an und umgekehrt)
Gleiche Ladungen stoßen einander ab (Elektronen stoßen Elektronen ab, Protonen stoßen Protonen ab)

Formal wird es wie folgt ausgedrückt:

elektrostatische Kraft

F = elektrostatische Kraft zwischen zwei Punktladungen

ε₀ = elektrische Feldkonstante

r = Abstand zwischen den Mittelpunkten der Ladungen

q₁, q₂ = kugelsymmetrisch verteilte Ladungsmengen

Es wird ersichtlich, dass F nur dann negativ ist, also anziehend wirkt, falls q¹ und q² entgegengesetzte Vorzeichen, also entgegengesetzte Ladungen, haben. Außerdem wird deutlich, dass der Abstand der Ladungen einen starken Einfluss auf F hat. Mit der Coulomb-Kraft ist eine potentielle Energie, die Coulomb-Energie verbunden. Sie ist ebenfalls ladungs- und abstandsabhängig.

Auf der nächsten Seite wird gezeigt, wie Coulombkräfte zur Bindungsbildung beitragen.

Bindungsbildung

Wechselwirkung zwischen den Ladungsträgern zweier Atome

Das Zustandekommen einer Bindung kann folgendermaßen beschrieben werden: Nähern sich zwei Atome einander an, so beginnt, ab einer bestimmten Distanz der positiv geladene Atomkern von Atom 1 die Elektronen von Atom 2 anzuziehen und umgekehrt. Für diese Wechselwirkung ist F negativ und bei weiterer Annäherung wird Energie freigesetzt. Gleichzeitig stoßen die Elektronen von Atom 1 die Elektronen von Atom 2 ab und umgekehrt. Für diese Wechselwirkung ist F positiv und bei weiterer Annäherung muss Energie aufgewendet werden. Eine weitere abstoßende Wechselwirkung besteht zwischen den positiv geladenen Atomkernen.

Die Kombination dieser Effekte führt dazu, dass je nach Distanz zwischen den Atomen zunächst keine (F = 0), dann eine anziehende (F < 0) und zuletzt eine abstoßende (F > 0) Wechselwirkung besteht. Mit dieser Wechselwirkung geht auch eine Veränderung der potentiellen Energie einher, wie anhand des Potentials zu erkennen ist. An dem Punkt an dem Epot minimal ist, ist die freigesetzte Energie maximal. Der Abstand der Atome an diesem Punkt entspricht der Bindungslänge, die freigesetzte Energie entspricht der Bindungsenergie. Die Atome behalten fortan diesen Abstand bei und sind durch die anziehende Wechselwirkung aneinandergebunden.

Potenzielle Energie der beiden Atome in Abhängigkeit vom Abstand der Atome

Eine Bindung, egal ob ionisch oder kovalent oder metallisch, ist schlichtweg eine insgesamt anziehende Wechselwirkung zwischen Teilchen, die aus Ladungsträgern (Protonen und Elektronen) und Neutronen bestehen. Ursache der Bindung ist stehts die Coulomb-Kraft, auch elektrostatische Kraft genannt. Diese Kraft ist auch dafür verantwortlich, dass in Atomen die Elektronen an die Kerne gebunden sind.

Auf der nächsten Seite finden Sie einen Abschlusstest zum aktuellen Kapitel.

Abschlusstest

scheLM Multiple Choice

Im folgenden gibt es einen Muliple-Choice-Tests mit 15 Fragen zur chemischen Bindung.

Die Tests können mehrfach bearbeitet weden. Die Fragen verändern sich. Zur Bearbeitung des Tests müsst Ihr Euch anmelden.

Hier fehlt leider noch ein Test!

Im nächsten Unterkapitel werden Lewis-Strkturen eingeführt und diskutiert.