Wasserstoff / Elementfamilien - Versuchsprotokoll

Inhaltsverzeichnis

1. Chemische Bindungstypen
1.1. Edelgaskonfiguration und Oktettregel
1.2. Chemische Bindungen
1.2.1. Ionenbindung
1.2.2. Atombindung
1.2.3. Metallbindung

2. Versuchsprotokolle
2.1. Versuch 1: Wasserzerlegung nach Hofmann
2.2. Versuch 6: Flammenfärbung
2.3. Versuch 11: Elektrolyse von NaCl – Lösung (Diaphragmaverfahren)

1. Chemische Bindungstypen

1.1. Edelgaskonfiguration und Oktettregel

Die chemische Reaktionsfähigkeit eines Atoms wird stets durch seine Elektronenkonfiguration bestimmt.

Teilchen mit der abgeschlossenen Elektonenkonfiguration der Edelgase sind chemisch reaktionsträge, das heißt, sie sind besonders energiearm. Dies gilt nicht nur für die Edelgase selbst, sondern für alle Atome im Periodensystem.

Aus diesem Grund versuchen alle Atome durch Aufnahme oder Abgabe von Elektronen die energiearme und stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen, das heißt, eine mit acht Elektronen besetzte Außenschale (Oktettregel).

1.2. Chemische Bindungen

Die Atome können die Edelgaskonfiguration dabei auf verschiedener Art und Weise erreichen. Wenn sich Atome miteinander verbinden, treten Veränderungen in der Elektronenverteilung auf. Je nach der Art der Elektronenverteilung werden dabei drei Arten von Chemischer Bindung unterschieden:

- Ionenbindung
- Atombindung (kovalente Bindung)
- Metallbindung

1.2.1. Ionenbindung

Ionenbindungen entstehen, wenn sich elektropositive und elektronegative Elemente miteinander verbinden. Die Verbindung entsteht durch den Übergang von Elektronen des einen Atoms auf das des anderen. Dabei findet eine Ladungsverschiebung statt und es entstehen positive Ionen und negative Ionen.

Die Edelgaskonfiguration wird also entweder durch die Aufnahme oder die Abgabe eines Elektrons erzielt. Dabei entsteht ein nach außen hin elektrisch neutrales Molekül. Dieser Bindungstyp ist typisch für Verbindungen aus elektropositiven Metallen und elektronegativen Nichtmetallen.

Die Ionenbindung ist charakteristisch für Salze. Alle Ionenverbindungen haben salzartigen Charakter.

Bei einer Ionenbindung wirken zwischen den entgegengesetzt geladenen Ionen elektrostatische Anziehungskräfte. Der Vorgang zur Bildung einer Ionenbindung erfolgt folgendermaßen:

- Damit ein Metall und ein Nichtmetall miteinander reagieren können, müssen freie Atome vorliegen. Um diese freien Atome zu erhalten muß bei beiden Reaktionspartnern ein bestimmter Energiebetrag aufgewendet werden: bei Metallen nennt man diese Energie Sublimationenergie und bei Nichtmetallen Bindungsenergie.
- Auch bei der Bildung positiver Ionen muß Energie aufgewendet werden (Ionisierungsenergie); bei der Bildung von einfach negativgeladener Ionen wird hingegen Energie freigesetzt (Elektronenaffinität).
- Die entstandenen Ionen treten miteinander in Wechselwirkung, was zunächst zur Bildung von Ionenpaaren führt.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Aus den Ionenpaaren bilden sich dann Ionengitter. Bei der Bildung der Ionengitter wird Coulomb'sche Energie frei.

Zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen im Gitter bestehen - wie bereits gesagt - elektrostatische Anziehungskräfte - sog. Coulomb'sche Kräfte oder Gitterenergie genannt. Diese Anziehungskräfte wirken nach allen Seiten gleichmäßig. Daraus ergibt sich eine typische räumliche Anordnung der entgegengesetzt geladenen Ionen im Kristallgitter. In Natriumchlorid beispielsweise ordnen sich die Ionen zu einem kubisch-flächenzentrierten Gitter an.

1.2.2. Atombindung

Bei diesem Bindungstyp teilen sich die beteiligten Atome gemeinsam Elektronenpaare, so dass nach außen hin die Edelgaskonfiguration erreicht wird. Aus diesem Grund wird die Atombindung auch Elektronenpaarbindung genannt.

Die Bindungselektronen werden also Teil der Elektronenhüllen beider Atome. Aus den beiden Atomorbitalen entsteht ein gemeinsames Molekülorbital, das die Atome gleichmäßig umgibt. Da es hierbei zu keiner Ladungsverschiebung wie bei der Ionenbindung kommt, wird dieser Typ auch als homöopolare bzw. als unpolare Bindung bezeichnet. Des weiteren ist die Bezeichnung kovalente Bindung gebräuchlich.

Atombindungen treten nur zwischen Atomen mit mehr oder weniger elektronegativen Charakter auf. Diese Bindungsart ist also typisch für Nichtmetallatome und somit besonders bedeutsam für die organischen Verbindungen.

Kovalente Bindungen werden bevorzugt zwischen den Atomen des gleichen Elements ausgebildet. Hierunter fallen die elementaren zweiatomigen Gase wie zum Beispiel H2, O2 oder Cl2. Auch zwischen Elementen mit ähnlichem chemischen Charakter entstehen kovalente Bindungen: z.B. Kohlendioxid oder Kohlenstoffdisulfid. Typische Verbindungen mit kovalenter Bindung sind Wasser (H2O) oder die Alkane (CnH2n+2).

Entsprechend der Oktettregel bestimmt die Anzahl der Außenelektronen die Anzahl der möglichen Bindungen. So kann Kohlenstoff mit vier Außenelektronen vier Bindungen eingehen, zum Beispiel:

- Methan CH4 - vier Einfachbindungen
- Kohlendioxid CO2 - zwei Doppelbindungen
- Blausäure HCN - eine Einfach- und eine Dreifachbindung

Strenggenommen gilt die Oktettregel aber nur für die ersten beiden Perioden, da ab der dritten Periode auch die d-Oritale Valenzelektronen enthalten können.

Zu polarisierten Atombindungen kommt es, wenn zwei stark elektronegative Elemente ein gemeinsames Elektronenpaar bilden. In diesem Falle zieht das elektronegativere Element das Elektron des Bindungspartners stärker zu sich heran. Dadurch entsteht eine leichte Asymmetrie der Ladungsverteilung und das Atom des stärker elektronegativen Elements erhält eine negative Partialladung. Solche Partialladungen sind aber stets kleiner als die Ladungen von Ionen.

Ein gutes Beispiel für die polarisierte Atombindung ist Fluorwasserstoff, wo das Valenzelektron von Wasserstoff stärker von Fluor angezogen wird, so dass Wasserstoff eine positive Partialladung in dieser Verbindung hat. Das Molekül verhält sich wie ein Dipol, das sich einem homogenen elektrischen Feld entsprechend der Feldlinie ausrichtet.

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