Atombindung - Chemie
Atombindung - Chemie
Atombindung - Chemie
Einleitung
Die Atombindung heißt auch kovalente Bindung oder Elektronenpaarbindung. Sie entsteht meist zwischen Nichtmetallatomen. Dabei werden Elektronen nicht vollständig übertragen. Stattdessen nutzen die Atome ein oder mehrere Elektronenpaare gemeinsam. Die gemeinsame Elektronendichte zwischen den Atomkernen hält die Atome zusammen.
Atombindungen bilden viele kleine Moleküle, zum Beispiel Wasser, Sauerstoff und Kohlenstoffdioxid. Sie können aber auch große kovalente Netzwerke bilden, etwa im Diamant. In diesem aiMOOC lernst Du, Atombindungen mit der Lewis-Schreibweise darzustellen, Molekülformen abzuleiten und die Polarität von Bindungen und Molekülen zu beurteilen.
Lernziele
Nach der Bearbeitung kannst Du die Entstehung einer Atombindung erklären, Valenzelektronen zählen, Lewis-Formeln einfacher Moleküle aufstellen, Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen unterscheiden, Molekülformen beschreiben und zwischen polarer Bindung und Dipolmolekül unterscheiden.
Grundlagen
Valenzelektronen und Edelgasregel
Für chemische Bindungen sind vor allem die Valenzelektronen wichtig. Das sind die Elektronen der äußersten besetzten Schale eines Atoms. Bei Hauptgruppenelementen lässt sich ihre Zahl meist an der Hauptgruppe erkennen.
Viele einfache Moleküle lassen sich mit der Oktettregel erklären: Atome der zweiten Periode sind häufig besonders stabil, wenn ihnen acht Außenelektronen zugeordnet werden können. Wasserstoff bildet eine Ausnahme und folgt der Duettregel: Ihm genügen zwei Elektronen. Die Oktettregel ist ein nützliches Schulmodell, aber kein ausnahmsloses Naturgesetz.
Entstehung am Wasserstoffmolekül
Jedes Wasserstoffatom besitzt ein Valenzelektron. Zwei Wasserstoffatome können ihre Elektronen zu einem gemeinsamen Paar verbinden. Dadurch werden beiden Atomen zwei Elektronen zugeordnet:
Der Strich zwischen den Atomsymbolen steht für ein bindendes Elektronenpaar. Die Anziehung zwischen den positiv geladenen Atomkernen und der gemeinsamen Elektronendichte stabilisiert das Molekül.
Bindende und freie Elektronenpaare
Ein bindendes Elektronenpaar liegt zwischen zwei gebundenen Atomen. Ein freies Elektronenpaar gehört in der Lewis-Schreibweise zu nur einem Atom und ist nicht Teil einer Bindung. Freie Elektronenpaare beeinflussen die räumliche Form und oft auch die Reaktivität eines Moleküls.
Beim Fluormolekül teilen zwei Fluoratome ein Elektronenpaar. Zusätzlich besitzt jedes Fluoratom drei freie Elektronenpaare.
Lewis-Schreibweise
Die Elektronenformel nach Lewis zeigt Atomsymbole, bindende Elektronenpaare und freie Elektronenpaare. Ein Strich steht für zwei Elektronen. Die Lewis-Formel bildet nicht die wirkliche Größe eines Moleküls ab, macht aber die Verteilung der Valenzelektronen übersichtlich.
Vorgehen beim Aufstellen
- Valenzelektronen zählen: Addiere die Außenelektronen aller Atome.
- Atomgerüst wählen: Wasserstoff steht immer außen. Häufig steht das Atom mit der geringeren Elektronegativität in der Mitte.
- Einfachbindungen eintragen: Jede Einfachbindung benötigt zwei Elektronen.
- Außenschalen ergänzen: Vervollständige zuerst Duette und Oktette der äußeren Atome.
- Zentralatom prüfen: Verteile übrige Elektronen am Zentralatom.
- Mehrfachbindungen bilden: Fehlt dem Zentralatom ein Oktett, können freie Elektronenpaare äußerer Atome zu Doppel- oder Dreifachbindungen werden.
Für Ionen müssen zusätzlich die Ladung und die veränderte Elektronenzahl berücksichtigt werden. Bei Radikalen und einigen Verbindungen von Bor, Beryllium oder Elementen ab der dritten Periode reichen die einfachen Schulregeln nicht immer aus.
Beispiele
Wasser H₂O: Sauerstoff bildet zwei Einfachbindungen und besitzt zwei freie Elektronenpaare.
Methan CH₄: Kohlenstoff bildet vier Einfachbindungen. Am Kohlenstoff bleiben keine freien Elektronenpaare.
Kohlenstoffdioxid CO₂: Kohlenstoff ist über zwei Doppelbindungen mit den Sauerstoffatomen verbunden.
Stickstoff N₂: Die beiden Stickstoffatome sind durch eine Dreifachbindung verbunden. Jedes Stickstoffatom besitzt außerdem ein freies Elektronenpaar.
Zählen mit Erweiterung:Math
Für viele kleine, neutrale Moleküle aus Hauptgruppenelementen kann eine Zählhilfe verwendet werden. Dabei ist die Zahl der Elektronen, die für volle Duette und Oktette benötigt wird, und die tatsächlich vorhandene Zahl an Valenzelektronen.
ist die Zahl der bindenden Elektronenpaare. Die Zahl der freien Elektronenpaare im gesamten Molekül kann anschließend näherungsweise so bestimmt werden:
Für Wasser gilt und . Daher ist . Das Molekül besitzt zwei bindende Elektronenpaare. Mit erhält man zwei freie Elektronenpaare.
Für Kohlenstoffdioxid gilt und . Damit ist . Diese vier bindenden Paare verteilen sich auf zwei Doppelbindungen. Die Zählhilfe funktioniert nicht zuverlässig bei allen Ausnahmen der Oktettregel.
Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen
| Bindungsart | Gemeinsame Elektronenpaare | Schreibweise | Beispiel |
|---|---|---|---|
| Einfachbindung | ein Paar | A–B | H₂ |
| Doppelbindung | zwei Paare | A=B | O₂ |
| Dreifachbindung | drei Paare | A≡B | N₂ |
Mehrfachbindungen sind im Allgemeinen kürzer als entsprechende Einfachbindungen zwischen denselben Atomsorten. Ihre vollständige Trennung benötigt meist mehr Energie. Eine Doppelbindung besteht im Orbitalmodell aus einer Sigma- und einer Pi-Bindung, eine Dreifachbindung aus einer Sigma- und zwei Pi-Bindungen.
Räumlicher Bau von Molekülen
Elektronenpaare stoßen sich gegenseitig ab und ordnen sich mit möglichst großem Abstand an. Dieses Grundprinzip wird im Elektronenpaar-Abstoßungsmodell verwendet. Freie Elektronenpaare beanspruchen häufig mehr Raum als bindende Paare und verkleinern dadurch Bindungswinkel. Eine Mehrfachbindung wird bei der Bestimmung der Grundform als ein Elektronenbereich gezählt.
| Molekül | Elektronenbereiche am Zentralatom | Form | ungefährer Bindungswinkel |
|---|---|---|---|
| CH₄ | vier bindende Bereiche | tetraedrisch | 109,5° |
| NH₃ | drei bindende und ein freier Bereich | trigonal-pyramidal | 107° |
| H₂O | zwei bindende und zwei freie Bereiche | gewinkelt | 104,5° |
| CO₂ | zwei bindende Bereiche | linear | 180° |
Polare Atombindung und Dipol
Die Elektronegativität beschreibt, wie stark ein Atom die Bindungselektronen anzieht. Die Elektronegativitätsdifferenz zweier gebundener Atome ist
.
Bei gleicher oder sehr ähnlicher Elektronegativität ist die Bindung weitgehend unpolar. Bei einem deutlicheren Unterschied ist sie polar: Das elektronegativere Atom trägt eine negative Partialladung , das andere eine positive Partialladung . Der Übergang von unpolarer Atombindung über polare Atombindung zur Ionenbindung ist fließend.
Eine polare Bindung macht ein Molekül noch nicht automatisch zu einem Dipol. Entscheidend ist auch die Molekülform. Die Bindungsdipole werden wie gerichtete Größen betrachtet:
- Im gewinkelten Wassermolekül heben sich die beiden O–H-Bindungsdipole nicht auf. Wasser ist ein Dipolmolekül.
- Im linearen Kohlenstoffdioxid zeigen zwei gleich starke C=O-Bindungsdipole in entgegengesetzte Richtungen. Sie heben sich auf. CO₂ ist insgesamt kein Dipolmolekül.
- Im tetraedrischen Methan gleichen sich die vier gleichartigen Bindungsrichtungen aufgrund der Symmetrie aus.
Molekülstoffe und Atomgitter
Atombindungen können zu einzelnen Molekülen oder zu ausgedehnten Netzwerken führen.
| Struktur | Aufbau | typische Eigenschaften | Beispiele |
|---|---|---|---|
| Molekülstoff | abgegrenzte Moleküle; zwischen ihnen wirken zwischenmolekulare Kräfte | häufig niedrige bis mittlere Schmelz- und Siedetemperaturen; meist nicht elektrisch leitend | Wasser, Sauerstoff, Methan |
| Atomgitter | sehr viele Atome sind kovalent zu einem Netzwerk verbunden | häufig sehr hart und hochschmelzend; meist nicht elektrisch leitend | Diamant, Siliciumdioxid |
Die Bindung innerhalb eines Moleküls darf nicht mit den Kräften zwischen Molekülen verwechselt werden. Beim Sieden von Wasser werden überwiegend zwischenmolekulare Kräfte überwunden; die O–H-Atombindungen im Wassermolekül bleiben dabei erhalten.
Graphit zeigt, dass Stoffeigenschaften nicht nur von der Bindungsart, sondern auch von der Struktur abhängen. In seinen Schichten sind Kohlenstoffatome kovalent verbunden. Bewegliche Elektronen und schwächere Kräfte zwischen den Schichten erklären seine elektrische Leitfähigkeit und Spaltbarkeit.
Vergleich chemischer Bindungsarten
| Bindungsart | beteiligte Teilchen | vereinfachtes Bindungsprinzip | typische Struktur |
|---|---|---|---|
| Atombindung | meist Nichtmetallatome | gemeinsame Elektronenpaare | Moleküle oder Atomgitter |
| Ionenbindung | Kationen und Anionen | elektrostatische Anziehung entgegengesetzter Ladungen | Ionengitter |
| Metallbindung | Metallatomrümpfe und delokalisierte Elektronen | Anziehung zwischen Atomrümpfen und Elektronengas | Metallgitter |
Typische Denkfehler
| Denkfehler | Korrektur |
|---|---|
| Atome besitzen in einer Atombindung vollständig übertragene Elektronen. | Die Bindungselektronen werden gemeinsam genutzt; die Verteilung kann jedoch ungleich sein. |
| Jeder Stoff mit Atombindungen besteht aus kleinen Molekülen. | Diamant und Siliciumdioxid bilden ausgedehnte kovalente Netzwerke. |
| Jede polare Bindung führt zu einem Dipolmolekül. | Bindungsdipole können sich durch eine symmetrische Molekülform aufheben. |
| Eine Lewis-Formel zeigt die wirkliche räumliche Form. | Sie zeigt vor allem Elektronenpaare und Bindungen; die Raumform wird mit einem zusätzlichen Modell abgeleitet. |
| Beim Sieden werden Atombindungen gespalten. | Meist werden zwischenmolekulare Kräfte überwunden, nicht die Bindungen im Molekül. |
Interaktive Aufgaben
Quiz: Teste Dein Wissen
Was kennzeichnet eine Atombindung? (Atome nutzen mindestens ein Elektronenpaar gemeinsam) (!Ein Atom gibt immer alle Valenzelektronen ab) (!Zwei Ionen bilden stets ein Ionengitter) (!Metallatomrümpfe werden von einem Elektronengas gehalten)
Welche Elektronen sind für einfache Atombindungen besonders wichtig? (Valenzelektronen) (!Kernneutronen) (!Innere Schalenelektronen) (!Protonen)
Wofür steht ein Strich in einer Lewis-Formel? (Für ein Elektronenpaar) (!Für ein einzelnes Proton) (!Für ein Neutronenpaar) (!Für eine vollständige Elektronenübertragung)
Wie viele bindende Elektronenpaare besitzt eine Doppelbindung? (Zwei) (!Eins) (!Drei) (!Vier)
Welche Bindung liegt im Stickstoffmolekül N₂ vor? (Eine Dreifachbindung) (!Eine Einfachbindung) (!Eine Doppelbindung) (!Eine Ionenbindung)
Welche Form besitzt das Methanmolekül CH₄? (Tetraedrisch) (!Linear) (!Gewinkelt) (!Trigonal-planar)
Was beschreibt die Elektronegativität? (Die Fähigkeit eines Atoms, Bindungselektronen anzuziehen) (!Die Zahl der Neutronen im Atomkern) (!Die elektrische Leitfähigkeit eines Stoffes) (!Die Zahl aller Elektronenschalen)
Warum ist Kohlenstoffdioxid trotz polarer C=O-Bindungen kein Dipolmolekül? (Die Bindungsdipole heben sich in der linearen Struktur auf) (!Das Molekül enthält keine Valenzelektronen) (!Kohlenstoffdioxid bildet ein Ionengitter) (!Die Sauerstoffatome besitzen keine Elektronegativität)
Welcher Stoff besitzt ein kovalentes Atomgitter? (Diamant) (!Sauerstoffgas) (!Methan) (!Chlorwasserstoff)
Was wird beim normalen Sieden eines Molekülstoffes hauptsächlich überwunden? (Zwischenmolekulare Kräfte) (!Atomkerne) (!Protonenbindungen) (!Alle Atombindungen im Molekül)
Memory
| Atombindung | gemeinsames Elektronenpaar |
| Einfachbindung | ein bindendes Elektronenpaar |
| Doppelbindung | zwei bindende Elektronenpaare |
| Dreifachbindung | drei bindende Elektronenpaare |
| freies Elektronenpaar | nicht an einer Bindung beteiligt |
| Elektronegativität | Anziehung der Bindungselektronen |
| Dipolmolekül | getrennte Ladungsschwerpunkte |
| Atomgitter | kovalentes Netzwerk |
Drag and Drop
| Ordne die richtigen Begriffe zu. | Thema |
|---|---|
| Einfachbindung | Wasserstoffmolekül H₂ |
| Doppelbindung | Sauerstoffmolekül O₂ |
| Dreifachbindung | Stickstoffmolekül N₂ |
| tetraedrisch | Methanmolekül CH₄ |
| gewinkelt | Wassermolekül H₂O |
| linear | Kohlenstoffdioxidmolekül CO₂ |
Kreuzworträtsel
| Kovalenz | Welcher kurze Fachbegriff bezeichnet den kovalenten Bindungscharakter? |
| Valenzelektron | Wie heißt ein Elektron der äußersten besetzten Schale? |
| Oktettregel | Welche Regel beschreibt die häufige Zuordnung von acht Außenelektronen? |
| Elektronegativität | Welche Größe beschreibt die Anziehung von Bindungselektronen? |
| Lewisformel | Welche Formel zeigt bindende und freie Elektronenpaare? |
| Molekül | Wie heißt ein abgegrenztes Teilchen aus mehreren gebundenen Atomen? |
LearningApps
Lückentext
Offene Aufgaben
Leicht
- Lewis-Karten: Gestalte Lernkarten zu H₂, Cl₂, O₂, N₂, H₂O und CH₄. Zeige auf der Vorderseite die Summenformel und auf der Rückseite die Lewis-Formel.
- Molekülbaukasten: Baue Modelle von CH₄, NH₃, H₂O und CO₂. Fotografiere die Modelle und beschrifte ihre Formen.
- Begriffsplakat: Erstelle ein übersichtliches Plakat zu bindenden Elektronenpaaren, freien Elektronenpaaren, Oktettregel und Duettregel.
- Moleküle im Alltag: Suche auf Verpackungen oder in einem Schulbuch fünf molekulare Stoffe und notiere Formel, Verwendung und beteiligte Nichtmetalle.
Standard
- Lewis-Werkstatt: Entwickle eine Schritt-für-Schritt-Anleitung zum Aufstellen von Lewis-Formeln und teste sie an HCl, NH₃, H₂O, CO₂ und C₂H₄.
- Wasserstrahl und Ladung: Plane mit der Lehrkraft einen Versuch, bei dem ein dünner Wasserstrahl durch einen geladenen Kunststoffstab abgelenkt wird. Erkläre die Beobachtung mit dem Dipolcharakter von Wasser.
- Stoffvergleich: Vergleiche Zucker, Kochsalz, Graphit und Wachs hinsichtlich Schmelzverhalten, Löslichkeit und elektrischer Leitfähigkeit. Leite vorsichtig Aussagen über Teilchenstruktur und Bindungen ab.
- Erklärvideo: Produziere ein zwei- bis dreiminütiges Video, das den Unterschied zwischen polarer Bindung und Dipolmolekül mit H₂O und CO₂ erklärt.
Schwer
- Lewis-Algorithmus: Formuliere einen Algorithmus oder ein Flussdiagramm, das aus Summenformel und Valenzelektronenzahl eine Lewis-Formel einfacher Moleküle erzeugt. Dokumentiere Grenzen des Verfahrens.
- Oktettregel-Ausnahmen: Recherchiere je ein Beispiel für Elektronenmangel, ungerade Elektronenzahl und erweitertes Oktett. Erkläre, warum die einfache Oktettregel dort nicht genügt.
- Modellvergleich Chemie: Vergleiche Lewis-Modell, VSEPR-Modell und Orbitalmodell. Zeige an einem Molekül, welche Frage jedes Modell beantwortet und welche nicht.
- Struktur-Eigenschaft-Projekt: Untersuche Diamant und Graphit als Kohlenstoffmodifikationen. Erstelle eine Präsentation, die ihre Bindungen, Strukturen und unterschiedlichen Eigenschaften verknüpft.
|
|
Lernkontrolle
- Unbekanntes Molekül: Stelle für Methanal CH₂O eine Lewis-Formel auf, bestimme die Elektronenbereiche am Kohlenstoffatom und leite die räumliche Grundform ab. Begründe jeden Schritt.
- Polarität im Vergleich: Erkläre, warum H₂O ein Dipolmolekül ist, CO₂ aber nicht. Nutze Bindungspolarität und Molekülgeometrie gemeinsam.
- Fehleranalyse: Eine Zeichnung zeigt O–O als Einfachbindung ohne freie Elektronenpaare. Prüfe Elektronenzahl und Oktettregel, markiere die Fehler und korrigiere die Struktur.
- Struktur und Siedetemperatur: Vergleiche Methan und Wasser. Begründe, warum ähnliche Atombindungen innerhalb der Moleküle nicht automatisch zu ähnlichen Siedetemperaturen führen.
- Materialentscheidung: Ein Werkstoff soll sehr hart, hochschmelzend und elektrisch isolierend sein. Beurteile, ob ein Molekülstoff oder ein kovalentes Atomgitter geeigneter ist.
- Mathematischer Transfer: Nutze für NH₃ und C₂H₄. Prüfe die Ergebnisse anschließend mit vollständigen Lewis-Formeln und erkläre mögliche Grenzen der Zählhilfe.
Lernnachweis
Für einen Lernnachweis zu diesem Thema ist wichtig, dass Du:
- die Atombindung mit gemeinsamer Elektronendichte erklären kannst,
- Valenzelektronen aus dem Periodensystem ableitest,
- Lewis-Formeln einfacher Moleküle korrekt zeichnest,
- bindende und freie Elektronenpaare unterscheidest,
- Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen erkennst,
- aus Elektronenbereichen einfache Molekülformen ableitest,
- Bindungspolarität und Molekülpolarität getrennt beurteilst,
- Molekülstoffe und kovalente Atomgitter über Struktur und Eigenschaften vergleichst,
- die Grenzen von Oktettregel, Lewis-Modell und Zählformel benennst.
OERs zum Thema
Verknüpfte Lernbereiche
aiMOOC-Projekte
Schulfach+
|
|
aiMOOCs
aiMOOC Projekte
|
|
THE MONKEY DANCE
|
|
|