Chemie - 3. Folge Stoffe mit Elektronenpaarbindung
Atome binden sich zu Molekülen - darunter gibt es Stoffe, die Elektronenpaarbindungen eingehen. Auch diese Bindungen können auf unterschiedliche Arten erfolgen. Welche das sind und wie sie funktionieren, erfahren Sie hier.
Metalle und Nichtmetalle
Zu Beginn dieser Folge von Telekolleg Chemie werden zunächst die typischen Eigenschaften der Metalle wie die Verformbarkeit, die gute Strom- und Wärmeleitfähigkeit oder die Möglichkeit der Energiespeicherung den vielfältigen Merkmalen der Nichtmetalle gegenüber gestellt. Daran schließt sich ein Überblick über die Nichtmetalle an, bei dem erkennbar ist, dass bei dieser Stoffgruppe der Gascharakter oder die Tendenz dazu überwiegen. Gasförmiges Helium (He), flüssiges Brom (Br) sowie festes Iod, das die Neigung zur Sublimation zeigt, belegen diese Tatsache.
Periodensystem der Elemente (PSE) - klicken Sie bitte auf die Lupe.
Nebenstehend ein Blick auf das Periodensystems der Elemente (PSE): Hier sind die Metalle, die Halb- und die Nichtmetalle farblich gekennzeichnet sind.
Das Elektronenoktett
Alle Edelgase findet man in der 8. Hauptgruppe des PSE. Da sie - außer Helium (He) - alle acht Elektronen in ihrer Außenschale besitzen, spricht man in diesem Fall auch von der Edelgasschale oder dem Elektronenoktett. Das Streben der übrigen Elemente nach diesem Zustand ist der Grund für deren Reaktivität. Dies zeigt einerseits das Beispiel von Brom, das seine Außenschale mit einem Elektron zum Oktett ergänzen möchte und andererseits von Kalium, das durch die Abgabe seines einzigen Außenelektrons ebenfalls einen Edelgaszustand erreicht.
Neben einer klärenden Modelldarstellung beweist ein reales Experiment, dass beim Zusammentreffen der beiden Elemente dieser erwünschte Elektronenwechsel in einer heftigen, exothermen Reaktion tatsächlich erfolgt.
Elektronenpaarbindung
Elektronenpaarbindung beim Brommolekül
Am Beispiel des Brommoleküls sehen Sie nebenstehend, wie durch ein gemeinsames Elektronenpaar eine Bindung im Molekül entsteht. In der Folge werden weitere zweiatomige Moleküle, die Gase Chlor (Cl2), Fluor (F2), Sauerstoff (O2), Stickstoff (N2) und Wasserstoff (H2), kurz vorgestellt:
Die Beteiligung der Energie
Ein Modell verdeutlicht einleitend das Gleichgewicht zwischen den in einem Molekül herrschenden Kräften. Dieses entspricht dem Zustand der tiefst möglichen Energie im Molekül.
Am Wasserstoff (H2) wird in nebenstehendem Trickfilm anhand der zwei energiereichen 1s-Orbitale gezeigt, wie deren Überlappung zur s-s-Überlappung führt. Das entstehende Molekülorbital ist mit den beiden Elektronen der Wasserstoffatome besetzt und energiearm, da beim Entstehen des H2-Moleküls die sogenannte Bindungsenergie frei wird. Umgekehrt muss zum Lösen einer Bindung der Betrag der Bindungsenergie wieder zugeführt werden.
Die p-p-Einfachbindung
Fluor (F) besitzt die Ordnungszahl 9 besitzt, im PSE. Das Video demonstriert anhand der Elektronenkonfigurationen, wie durch die Überlappung der mit ungepaarten Elektronen besetzten 2p-Orbitale eine p-p-Einfachbindung (F-F) entsteht. Das sich dadurch ergebende Molekülorbital ist energetisch tiefer liegend.
Die p-p-Mehrfachbindungen
Beim Sauerstoff mit der Ordnungszahl 8 kann aufgrund seiner Elektronenkonfiguration und der dadurch möglichen Überlappung der p-Orbitale eine p-p-Doppelbindung (O=O) entstehen.
Durch die Überlappung von drei nur einfach besetzten p-Orbitalen bildet der Stickstoff mit der Ordnungszahl 7 drei bindende Molekülorbitale aus. So ergibt sich ein Molekül mit einer Dreifachbindung.
Van-der-Waals-Kräfte
Unterschiedliche Ladungsdichten beeinflussen die Ladungsverteilungen in benachbarten Atomen oder Molekülen. Diese werden polarisiert, wodurch sie sich gegenseitig anziehen. Derartige zwischenmolekulare Wirkungen bezeichnet man als Van-der-Waals-Kräfte. Diese kleinen Kräfte bewirken, dass schließlich bei sehr niedrigen Temperaturen auch Gase wie Stickstoff oder Sauerstoff kondensieren. Die Sendung beschließt ein Experiment, bei dem eine Rose in flüssigem Stickstoff schlagartig gefriert.
