Moleküle/Ionen ...?
Hallo,
Ich habe ein Paar Fragen zu den oben erwähnten Themen.
1. Sicherlich kennt ihr die Datstellung von Molekülen im Schalenmodell, wobei Elektronen geteilt werden. Bei Ionen jedoch, zeichnet man das "ionisierte" Atom ein, also beispielsweise bei Alkalimetallen eine volle Außenschale und dann -1. Dabei zeichnet man nicht den/ die "Patner", denen die Elektronen abgegeben worden sind. Anders als bei der Moleküldarstellung, werden Ionen nicht "überlappt" (also teilen eines Elektrons) dargestellt. Zudem ist es ja fest, dass eine Ionbindung stärker als intermolekulare Bindung ist (Also die Anziehung). Da jedoch verstehe ich nicht, warum? Die Atome, die die an der Ionbildung beteiligt sind, eines Ions sind ja nicht miteinander "verbunden". Bei einer Elektronenpaarbindung sind die mindestens zwei Atome eines Moleküls durch die Anziehung (das teilen einer Elektrons) stark verbunden, deswegen ist diese Amziehung stärker als die intermolekularen Bindungen. Wie stellt man sich das bei einem Ion vor? Warum sind dort die Wechselwirkungen schwächer, wenn das "geteilte Elektron" vollständig abgegeben worden ist. Zwar ist es sinnvoll, wenn man sagt, nun ist ein Anion und ein Kation entstanden, sodass sie sich stark anziehen. Aber dann müsste die Anziehung (wenn man gleiche Anion und Kation hat) immer gleich stark sein, also auch die intermolekularen Anziehungskräfte. Ich meine, durch die En Werte eines Ions, kommt es ja zu starken Anziehungskräften. Kann mir jemand erklären, wie man sich das bildlich vorstellen kann?
2. Wie identifiziere ich generell ein Ion, so habe ich es mir immer vorgestellt: Ich habe quasi immer ein Nichtmetall und ein Metall und diese (nur für die Vorstellung jetzt) teilen sich auch ein Elektron. Jedoch, durch die große Elektronegativitätsdifferenz, zieht ein Partner so stark, sodass das Elektron "rüberrutscht". Ist es so, dass man das nur am EN Wert erkennen kann?
3. Moleküle sind Dipole aber Ione sind keine Moleküle, können Ione Dipole sein? Ich finde es immer so schwer (meine Lehrerin hats komisch erklärt), weil Dipole sind ansich neutral geladen Ione nicht.
4. Woher weiß ich, gibt es eine feste Regel, dass es sich um eine Wasserstoffbrückenbindunh handelt/handeln muss? Einfach, dass eine starke Polarisierung herrschen muss und das es ein H Atom geben muss, dass einem Elektronenpaar "gegenüber" stehen kann?
1 Antwort
Zu 1. Ionische Bindungen sind deswegen stärker als die zwischenmolekularen Wechselwirkungen, weil hier echte Ladungen am Werk sind. Die Anziehung bei zwischenmolekularen Wechselwirkungen kommt von Teilladungen (auch Partialladungen) genannt. Die Anziehung ist dementsprechend weniger stark.
Zu 2. Das kann man sich im Prinzip so vorstellen ja. Es gibt die Faustregel, dass Bindungen zwischen Partnern mit einer Elektronegativitätsdifferenz von mehr als 1,7 ionisch sind. Das funktioniert auch ganz gut, aber es gibt ein paar Ausnahmen. Z.b. hat HF eine EN-Differenz von mehr als 1,7, besitzt aber trotzdem eine kovalente Bindung (mit hohem ionischen Anteil wohlgemerkt. Sie ist grade so nicht ionisch).
Zu 3. Moleküle können einen Dipol haben, müssen sie aber nicht. Und es gibt such Molekül-Ionen, wie zum Beispiel das Sulfat-Ion SO4^2-. Als solche können Molekül-Ionen - genauso wie ungeladene Moleküle - einen Dipol haben, müssen sie aber nicht.
Was aber alle Moleküle und Atome haben, sind spontane bzw induzierte Dipole. Das ist die Grundlage der Londong-Kraft.
Zu 4. Ja. Das H muss an einen stark elektronegativen Partner gebunden sein. Das sind N, O oder F. Dazu muss ein freies Elektronenpaar verfügbar sein, damit die H-Brücke zustande kommen kann.