- -
- 100%
- +
z.B.
Je größer die Differenz zwischen den Elek-tronegativitäten (∆EN) der an der Atombin-dung beteiligten Atome ist, desto stärker ist der Dipolcharakter des Moleküls oder man sagt auch: desto stärker ist die Atombindung polarisiert.
z.B. H-F: F: EN = 4,0
H: EN = 2,1
∆EN = 1,9
Man ermittelt die Elektronegativitätsdiffe-renz (∆EN), indem der kleinere EN-Wert vom größeren EN-Wert subtrahiert wird. (siehe Tabelle 2.1)
z.B. H-Br Br: EN: = 2,8
H : EN: = 2,1
∆EN: = 0.7
Das HF-Molekül ist also stärker polarisiert als das HBr-Molekül, da es eine höhere Elektronegativitätsdifferenz (∆EN) auf-weist.
Auch das Wassermolekül stellt einen Dipol dar:
Wasser als Dipol: Die Elektronen befinden sich mehr im oberen Teil des Mo-leküls als im unteren.
Chemische Bindungen
23
Ionenbindung
Entstehung
Diese Bindung kommt durch Reaktion von Metallatomen mit Nichtmetallatomen zustande. Metallatome haben nur wenige Außenelektronen, Nichtmetalle dagegen viele. Gleichzeitig herrscht zwischen Metallen und Nichtmetallen eine große Elektronegativitätsdifferenz (∆EN > 1,7).
Beispiel:
Natrium: 1 Außenelektron EN = 0,9
Chlor: 7 Außenelektronen EN = 3,0
∆ EN = 2,1
Bei der Reaktion von Metallatomen mit Nichtmetallatomen ziehen die Nichtmetall-Atome (hohe EN) die Bindungselektronen ganz auf ihre Seite. Man sagt auch:
Die Metallatome (geringe EN) geben an die Nichtmetallatome (hohe EN) Außenelektro-nen ab. Die Metallatome werden dadurch zu positiv geladenen Ionen, die Nichtmetalla-tome zu negativ geladenen Ionen.
Entstehung der Ionenbindung zwischen Natrium und Chlor: Das Natriumatom gibt ein Elektron an das Chloratom ab.
Das Chloratom hat sieben Außenelektronen; es muss ein Außenelektron vom Natrium-atom erhalten, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Es hat dann 17 Protonen und insgesamt 18 Elektronen und ist somit ne-gativ geladen.
Das Natriumatom hat ein Außenelektron; es gibt dieses an das Chloratom ab, um eine vollbesetzte Außenschale zu erreichen. Es hat nun elf Protonen und insgesamt zehn Elektronen und ist somit positiv geladen. Die entstandenen elektrisch geladenen Teilchen (Na+, Cl-) nennt man Ionen. Positiv geladene Teilchen heißen Kationen negative geladene Teilchen Anionen.
Die Ionenladungszahl wird durch hochge-stellte + oder - rechts oben am Elementsym-bol ersichtlich: z.B.
Na+ bedeutet: 1 Elektron weniger
(11 Protonen, 10 Elektronen)
Cl- bedeutet: 1 Elektron mehr
(17 Protonen, 18 Elektronen)
Mg2+ bedeutet: 2 Elektronen weniger
(12 Protonen, 10 Elektronen)
S2- bedeutet: 2 Elektronen mehr
(16 Protonen, 18 Elektronen)
Al3+ bedeutet: 3 Elektronen weniger
(13 Protonen, 10 Elektronen)
P3- bedeutet: 3 Elektronen mehr
(15 Protonen, 18 Elektronen)
Chemische Bindungen
Natriumatom Chloratom Natrium-Ion Chlorid-Ion
(positiv geladen) (negativ geladen)
Na + Cl Na+ + Cl-
1. Beispiel: Reaktion zwischen Natrium und Chlor
24
Formelschreibweisen für Ionenbindungen am Beispiel von Natriumchlorid:
a) Na+ Cl -
(ohne Verbindungsstrich, denn es existiert kein gemeinsames Elektrodenpaar)
b) Na+Cl-
c) Na Cl
Aus der Elektrostatik ist bekannt, dass sich elektrisch entgegengesetzt geladene Teil-chen anziehen. Das positiv geladene Metal-lion übt demzufolge eine Anziehungskraft auf alle negativ geladenen Nichtmetallionen in seiner Umgebung aus und umgekehrt.
Dies hat zur Folge, dass sich die Ionen zu ei-nem Gitter anordnen, bei dem sich positive und negative Ionen direkt gegenüber liegen. Je nach Größe der negativ und positiv gela-denen Ionen kann das Gitter verschiedene Formen haben. (Es entsteht immer dasje-nige Gitter, das die größte Packungsdichte ermöglicht). In Abb. 3.5 wird das Gitter des Natriumchlorids gezeigt. In diesem Gitter sind jedem Natrium-Ion 6 Chlorid-Ionen benachbart und jedem Chlorid-Ion 6 Natrium-Ionen.
Die positiven oder negativen Ionen oder beide können auch aus verschiedenen Ato-men bestehen, die durch Atombindungen aneinander gebunden sind. Es entsteht dann ein Gitter aus diesen beiden Einheiten. Bei Ionen, die aus mehreren Atomen bestehen, z.B. SO42-, gilt die Ionenladungszahl für das gesamte Ion (und nicht für einzelne Atome des Ions).
Ionengitter des Calciumsulfats. Das Sulfat-Ion besteht aus mehreren Ato-men, die durch Atombindung aneinander gebunden sind.
Das Natrium-Ion zieht alle Chlorid-Ionen in seiner Umgebung an.
Ionengitter des Natriumchlorids
Chemische Bindungen
Cl-
Na+
25
Anwendung
Die Ionenbindung ist die typische Bin-dungsart bei Salzen oder salzartigen Stoffen. Die Ionenbindung bewirkt ihre typischen Eigenschaften:
a) Es sind Stoffe mit hohem Schmelzpunkt (z.B. NaCl 801°C) und hohem Siede-punkt (z.B. NaCl 1461°C).
b) Sie sind hart und spröde.
c) Als Schmelze oder als Lösung leiten sie den elektrischen Strom.
d) Es sind Feststoffe, die das Licht an den glatten Flächen der Kristalle reflektieren (sie glitzern).
Wiederholungsfragen
1. Welcher grundsätzliche Unterschied besteht zwischen Atombindung und Ionenbindung?
2. Was ist der Unterschied zwischen einem Dipol und einem Ion?
3. Welche der folgenden Ionen sind Kat-ionen, welche Anionen?
Na+ Cl- SO42- Ca2+ Al3+ OCl-?
4. Was ist der Unterschied zwischenhoch-gestellter Zahl z.B. in Mg2+ und tief gestellter Zahl Cl2?
5. Welche Eigenschaften haben Verbindun-gen mit Ionenbindungscharakter?
Hydratation, Dissoziation und Elektrolyse
Hydratation
Im festen Zustand sind die Ionen des tro-ckenen Salzes fest im Gitter eingebaut. Sie können also nicht zur elektrischen Leitfä-higkeit beitragen. Im trockenen Zustand bestehen zwischen An- und Kationen so starke Kräfte (starker Pfeil), dass die Ionen an ihrem Platz gebunden sind, damit sind sie nicht frei beweglich.
Anziehungskräfte zwischen den Ionen eines trockenen Salzes
Gibt man Wasser hinzu, dann lagern sich polarisierte Wassermoleküle ( stark vereinfachte Darstellung des Wassers als Dipolmolekül) zwischen die Anionen und Kationen. Der positive Teil des Wassermo-leküls zeigt zum Anion der negative Teil zum Kation. Dadurch werden die Kräfte zwischen den Ionen herabgesetzt (gestri-chelter Pfeil).
Anziehungskräfte zwischen den Ionen eines feuchten Salzes
Dissoziation
Die Anziehungskräfte zwischen den Io-nen können so gering sein, dass sich die einzelnen Ionen vom Gitterverband lösen können. Bei ausreichender Wassermenge können sich positive und negative Ionen in der Lösung frei bewegen. Sie sind dabei von einer Hydrathülle (Wasserhülle) umgeben.
Das polarisierte Wassermolekül spaltet Ionenbindungen auf. Diesen Vorgang nennt man Dissoziation.
Chemische Bindungen
26
Je mehr Ionenbindungen getrennt werden, umso größer ist die Anzahl frei beweglicher Ionen, desto besser leitet die Lösung den elektrischen Strom.
Unter Dissoziation versteht man den Zerfall eines Stoffes (z.B. Salzes) in frei bewegliche Ionen.
In der Chemie wird die Dissoziation in Form von Gleichungen ausgedrückt. In der Mitte jeder Dissoziationsgleichung steht der Dissoziationspfeil (Doppelpfeil):
Bedeutung des Dissoziationspfeils:
1. Er ist das Symbol für eine Dissozi-ation.
2. In der Lösung liegen sowohl Ionen-Aggregate = undissoziierte Form (links vom Pfeil) als auch frei be-wegliche Ionen (rechts vom Pfeil) vor.
3. Die Summe der Ladungen ist auf beiden Seiten des Pfeils Null.
4. Er entspricht wie der Reaktionspfeil einem mathematischen Gleichheits-zeichen.
Aufstellung von Dissoziationsgleichun-gen
Vorgehensweise: Wir zerlegen die Io-nenverbindung gedanklich in Metall und Nichtmetall. Anschließend wird mit Hilfe des PSE die Ionenladungszahl bestimmt.
Beispiele:
1.) NaCl Na+ + Cl-
Lies: „Natriumchlorid (Kochsalz) disso-ziiert in die frei beweglichen Ionen Na+ und Cl-“.
Anmerkung: In den meisten Fällen ist das Lösungs-mittel Wasser. Falls ein anderes Lösungsmittel ver-wendet wird, gibt man das Lösungsmittel über dem Dissoziationspfeil an.
2) CaF2 Ca2+ + 2 F-
Calciumfluorid
3) Mg3P2 3 Mg2+ + 2 P3-
Magnesiumphosphid
4) K2SO4 2 K+ + SO42-
Kaliumsulfat
(Bei SO42- liegt ein zusammengestztes Ion vor!)
5) NaOCl Na+ + OCl-
Natriumhypochlorit
(Bei OCl- liegt ein zusammengesetztes Ion vor!)
Wiederholungsfragen
1. Unterscheiden Sie den Vorgang der Hydratation und der Dissoziation!
2. Welche Bedeutung hat der Dissoziati-onspfeil?
3. Stellen Sie die Dissoziationsgleichung auf für
a) Magnesiumchlorid
b) Aluminiumfluorid
c) Borsulfid (B2S3)!
Chemische Bindungen
27
Die Elektronen wandern nun durch den elektrischen Draht zur Spannungsquelle und von dort zur Kathode. Dort werden jeweils zwei Elektronen von den 2-fach-positiv geladenen Kupfer-Ionen aufgenommen, wodurch an der Kathode elementares Kup-fer entsteht.
Gesamtvorgang in Formelschreibweise:
Anode: Cl- → Cl + e
Elektronenabgabe = Oxidation
Cl- → Cl + e
2 Cl → Cl2
Kathode: Cu2+ + 2 e → Cu
Elektronenaufnahme = Reduktion
2 Cl- + Cu2+ → Cl2 + Cu
Redoxreaktion: Oxidation und Reduktion laufen gleichzeitig ab.
Unter Elektrolyse versteht man den Vorgang der Ionenanziehung durch die Pole (Anode, Kathode) und deren Entladung zu neutralen Atomen, indem Elektronen abgegeben (an der Anode) und Elektronen aufgenommen (an der Kathode) werden. Dabei wird der Elek-trolyt zerlegt.
Das Verfahren der Elektrolyse wird unter anderem dazu angewendet, um aus einer Natriumchlorid-Lösung Chlor zu gewinnen oder um Metalle mit einer dünnen Schicht eines anderen Metalles zu überziehen (Gal-vanisieren) oder um das Metall in reiner Form zu gewinnen (z.B. bei Kupfer).
Wiederholungsfragen
1. Welche Vorgänge spielen sich bei der Elektrolyse einer Zinkjodidlösung ab?
2. Wo kommt das elektrolytische Verfahren zur Anwendung?
Elektrolyse
In Kapitel 3.3.2 haben wir erfahren, dass Salzschmelzen oder Salzlösungen den elektrischen Strom leiten, da frei bewegli-che Ladungsträger (Ionen) vorhanden sind.
Legt man nun eine elektrische Gleichspan-nung z.B. an eine Kupferchloridlösung (=Salzlösung) so wandern die positiv ge-ladenen Kupfer-Ionen zum negativen Pol der Spannungsquelle (entgegengesetzte Ladungen ziehen sich an) und die negativ geladenen Chlorid-Ionen wandern zum positiven Pol der Spannungsquelle.
In der Elektrizitätslehre nennt man den positiven Pol Anode, den negativen Pol Kathode. Man nennt deshalb diejenigen Ionen, die zur Kathode wandern Kationen, die Ionen, die zur Anode wandern Anionen. Unter einem Elektrolyten verstehen wir eine Lösung (Salzlösung, Säure, Base) oder eine Schmelze, die den elektrischen Strom leitet.
Die Chloridionen geben jeweils ein Elekt-ron an die Anode ab und werden anschlie-ßend wieder zu Chlormolekülen (Cl2).
Elektrolyse einer Kupferchlorid-lösung
Chemische Bindungen
Gleichstromquelle
Anode
Entwicklung
von Chlor
Kathode
Abscheidung
von Kupfer
CuCl2-Lösung
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