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2 Chemische Grundlagen


2.1 Darstellung chemischer Verbindungen

Eine Verbindung ist eine Reinsubstanz, die aus zwei oder mehreren Atomen, die sich nicht mehr in weitere Substanzen zerlegen lassen, in einem festgelegten, stöchiometrischen Verhältnis aufgebaut ist. Kohlenstoff und Wasserstoff sind zum Beispiel Elemente und das daraus aufgebaute Methan ist eine Verbindung. Elemente bestehen aus Atomen, beispielsweise C, H, die sich wiederum zu Molekülen (CH4) einer Verbindung zusammensetzen

Zur Bezeichnung von Molekülen werden auch historisch bedingte Trivialnamen verwendet, die allerdings keinen Schlüssel zur exakten Zusammensetzung einer Verbindung liefern. Deshalb wird zusätzlich eine systematische Nomenklatur benutzt, die Regeln folgt, wie der Name einer Verbindung aus ihrer Struktur erzeugt wird. Für die anorganische und organische Chemie existiert ein umfangreiches Regelwerk (IUPAC-Nomenklatur1), nach dem die Namen für eine chemische Struktur aufgebaut werden. Diese Namen können je nach Größe und Komplexität der Struktur sehr kompliziert und lang werden. Von Vorteil ist allerdings, daß die chemische Struktur der Verbindung aus den Namen wieder ausgelesen werden kann.

Zur besseren Handhabung und um internationale Übereinstimmung zu bekommen, hat sich eine Art Symbolsprache oder schematische Strukturierung entwickelt, bei der die Formeln in bestimmten Darstellungen benutzt werden. Die Elemente werden mit den Abkürzungen ihrer lateinischen Namen bezeichnet. Durch Aneinanderreihen und Bezeichnung der Häufigkeit durch Indices erhält man die Summenformel einer Verbindung.

Die Summenformel wiederum sagt nichts darüber aus, wie eine Verbindung zusammengesetzt ist, das heißt der eigentliche Aufbau des Moleküls ist nicht nachvollziehbar. Es gibt verschiedene Verbindungen, die die gleiche Summenformel haben, aber einen unterschiedlichen Molekülaufbau besitzen, der auch der Grund für die verschiedenen chemischen und physikalischen Eigenschaften ist. Um nun diese Unterschiede hervorzuheben und allgemein ersichtlich zu machen, wurde die Konstitutionsformel und die Strukturformel eingeführt.

Die Konstitutionsformel gibt Aufschluß über den materiellen Aufbau und die Topologie einer Verbindung, also wieviele und welche Atome wie miteinander verbunden sind. Die Strukturformel stellt weitergehende Informationen über die Geometrie, vor allem im 3D-Raum, und Topographie der Struktur zur Verfügung, siehe auch Abb. 2.1 oben.

Abb. 2.1 Konstitutions-, Strukturformel und 3D-Modelle einer organischen Verbindung (Methan)

Bei der dreidimensionalen Darstellung von Molekülen wird auf verschiedene Modelle zurückgegriffen, bei denen die Bindungslängen und -winkel, die Atomgrößen und -radien eingerechnet werden. Bei zweidimensionalen Darstellungen behilft man sich mit Projektionen oder perspektivischen Abbildungen, bei der dreidimensionalen Graphik gibt es die sogenannten Kalotten- oder Spacefill-Modelle2, die Ball-Stick- oder Kugelstab-Modelle und die Wireframe-, Stab- oder Draht-Modelle.

Um Darstellungen variieren zu können, entstanden noch einige Abwandlungen und Vermischungen der einzelnen Modelle. Beispiele dazu sind das Ball-Wire-Modell, eine Mischung aus Wireframe- und Ball-Stick-Darstellung, und das Capped-Modell, das ein Ball-Stick-Modell mit verkleinerten Balls ist. Abb. 2.1, zeigt Beispiele dieser Modelle.

Literatur:
[1][3][5][4]

2.2 Chemische Bindung

Die chemische Bindung unterteilt sich in die Ionenbindung und die kovalente Bindung. Die Bindung wird durch Elektronenübergänge bei Ionenbindung oder durch gemeinsame Elektronenpaare bei kovalenter Bindung gebildet. Tatsächlich sind Bindungen eigentlich Mischungen mit Anteilen beider Bindungsarten, reine Ionen- oder kovalente Bindungen kommen nur theoretisch vor.

Wichtigste Grundlagen zum Verständnis der chemischen Bindung sind vor allem Atomradien und -größe, Elektronenkonfiguration und Wertigkeit.

2.2.1 Atomradius und Atomgröße

Die Bestimmung der Atomgrößen erweist sich als schwierig, da die eigentliche Größe durch das äußerste Elektron bestimmt sein sollte, die Elektronen sich aber in einer Wolke um den Atomkern bewegen und der Aufenthaltsort eines Elektrons sich nicht direkt bestimmen läßt. Man kann aber die Abstände zwischen zwei Atomkernen durch Röntgenbeugung oder spektroskopische Methoden messen und teilt dann diese Bindungslänge unter Berücksichtigung ihres Bindungsanteils unter den Atomen auf, um somit zu einem Wert für den Atomradius zu kommen.

Im Periodensystem sind die Elemente mit steigender Ordnungszahl angeordnet, die Perioden (horizontalen Reihen) sind nach der Zahl der Elektronenschalen eingeteilt und die Gruppen (vertikale Reihen) nach den chemischen und physikalischen Eigenschaften und der Anzahl der Außenelektronen.

Die Atomradien nehmen innerhalb einer Gruppe von oben nach unten zu, da die Zahl der Schalen steigt und die Anziehung der Elektronen an den Kern abschirmen. Innerhalb einer Periode nimmt der Atomradius von links nach rechts ab, was ebenso erklärlich ist, da die Atome mit steigender Ordnungszahl zwar mehr Elektronen erhalten, aber auch die Kernladungszahl erhöht wird, was wiederum die Anziehung der Elektronen erhöht, da die Schalenzahl gleich bleibt.

2.2.2 Elektronenkonfiguration und Wertigkeit

Die Elektronenkonfiguration eines Atoms beschreibt die Lage und Anzahl der Elektronen in den Energieniveaus der Atomhülle. Die maximale Elektronenzahl pro Niveau ist durch 2 n2 gegeben, wobei n die Hauptquantenzahl der betreffenden Schale ist. Zum Beispiel kann die K-Schale (n=1), die am nächsten zum Atomkern liegt, zwei Elektronen aufnehmen, die L-Schale (n=2) maximal acht Elektronen. Über die Elektronenkonfiguration wird auch die Wertigkeit bestimmt.

Bei der Ionenbindung hängt die Zahl der Ladungen eines Ions, also seine Wertigkeit, von der Zahl der Außenelektronen ab. Bei der Ionenbindung versucht ein Atom immer die Edelgaskonfiguration zu erhalten, das heißt es versucht seine Außenschale mit meistens acht Elektronen, eben der Elektronenkonfiguration der Edelgase, zu füllen, um einen sehr stabilen Zustand zu erreichen. Deshalb nimmt es Außenelektronen eines anderen Atoms auf oder gibt überzählige ab und geht dadurch mit diesem Atom eine Bindung ein. Betrachtet man ein Chlorion, das sieben Elektronen auf der Außenschale besitzt, so erkennt man, daß es nur ein Elektron aufzunehmen braucht, um den stabilen Zustand zu erreichen. Dieses eine Elektron kann beispielsweise von einem Natriumion kommen, das nur eins auf der Außenschale hat. Die Wertigkeit des Natriumions ist +1, da es ein Elektron abgibt, und die des Chlors ist -1, da es ein Elektron aufnimmt.

Die Bindungszahl oder Valenz ist bei der kovalenten Bindung, genau wie bei der Ionenbindung, auf die Anzahl der Außenelektronen zurückzuführen. Auch hier wird versucht die Außenschale mit acht Elektronen zu füllen, doch wird hier kein Elektron abgegeben oder aufgenommen, sondern die benötigten Elektronen werden mit dem Bindungspartner geteilt. Beim Methan hat das Kohlenstoffatom vier Außenelektronen, die sich jeweils mit einem Außenelektron eines Wasserstoffatoms zum gemeinsamen Elektronenpaar verbinden und so die Bindung herstellen. Der Kohlenstoff hat somit die Bindigkeit oder Valenz 4 und der Wasserstoff 1. Beim Wasserstoff gibt es die Ausnahme zur Achterregel3, da die Außenschale hier die Schale K ist, die nur zwei Elektronen haben kann.

Die Valenz der Atome ist im Grunde der Wert der Wertigkeit, doch ohne Vorzeichen. Sie besagt, wieviele Bindungen ein Atom eingehen kann.

Bei der kovalenten Bindung ist es auch möglich, daß Atome Doppel- oder Dreifachbindungen eingehen. Im CO2 Molekül geht das Kohlenstoffatom jeweils eine Doppelbindung mit den Sauerstoffatomen ein, das heißt C hat die Valenz 4 und O die Valenz 2, die Bindungsordnung der beiden Bindungen (O=C=O) ist deshalb 2.

2.2.3 Bindungsordnung, Bindungslänge und Bindungswinkel

Die Bindungen eines Moleküls haben, je nach dem ob sie eine Einfach-, eine Doppel- oder eine Dreifachbindung sind, die Bindungsordnung 1, 2 oder 3. Es sind auch noch andere Bindungsordnungen und -typen möglich.

Mit der Zunahme der Bindungsordnung einer kovalenten Bindung ist eine Verkürzung des Abstandes der beiden beteiligten Atome verbunden, weswegen die Mehrfachbindung aus den experimentell ermittelten Abständen einer Bindung abgeschätzt werden kann. Je höher die Bindungsordnung ist, um so kürzer wird die Bindung.

Kovalent verknüpfte Atome sind im Molekül räumlich angeordnet, dies bestimmt dann auch die Bindungsordnung und die Bindungslänge, aber auch den Bindungswinkel, also den Winkel zwischen den Verbindungslinien eines Atoms zu jeweils zwei seiner Bindungsnachbarn. Seine Größe läßt sich nach den VSEPR-Modell4 von R.J. Gillespie und R.S. Nyholm einfach schätzen, in dem man zwei Regeln beachtet5:

  1. Bindende und freie Elektronenpaare eines Moleküls ordnen sich aufgrund ihrer Abstoßungskräfte so um das Zentralatom an, daß sie den größtmöglichen Abstand voneinander besitzen.
  2. Die Abstoßungskräfte der bindenden Elektronen sind kleiner als jene der nichtbindenden Elektronen.
Zum Beispiel sind im Methanmolekül die Bindungswinkel gleich den Tetraederwinkeln (109,5º), da gemäß obiger Regeln die vier Elektronenpaarbindungen zwischen C und H sich dementsprechend abstoßen, daß sie die größtmögliche Entfernung voneinander aufweisen.

Literatur:
[1][3][5][4]



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1 International Union of Pure and Applied Chemistry, eine Weiterentwicklung der Genfer Nomenklatur.

2 Manchmal auch als CPK bezeichnet.

3 Die Achterregel besagt, daß ein Atom seine Außenschale mit acht Elektronen füllen muß, um einen stabilen Zustand zu ereichen.

4 Valence Shell Electron Pair Repulsion (elektronische Valenzelektronenpaar-Abstoßung).

5 Vgl. Literatur [3], Seite 134.

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