zum Directory-modus

Tutorial MenueDie chemische BindungTutorial starten

Tutorial Übersicht

Tutorial starten

Das Phänomen der chemischen Bindung wird zunächst an deutlich ausgeprägten Beispielen als Atombindung (kovalente Bindung), Ionenbindung und Metallbindung behandelt. Die Strukturen von Molekülen werden unter Verwendung des Hybridisierungskonzeptes bzw. mittels der VSEPR-Theorie interpretiert. Mittels Betrachtungen zu den Übergangsformen zwischen den Bindungsarten werden Dipolcharakter und die zwischenmolekularen Wechselwirkungen beschrieben.

Lerneinheiten des Tutorials

Chemische Bindung: EinführungLevel 115 min.

Die Lerneinheit gibt eine Einführung in das Thema der chemischen Bindung. Sie gibt einen Überblick über die unterschiedlichen Bindungsarten.

AtombindungLevel 145 min.

Betrachtung der Atombindung anhand der Oktett-Theorie. Mit Hilfe energetischer Betrachtungen wird die Atombindung näher erklärt. Anschließend wird auf die Elektronegativität eingegangen.

VB- und MO-MethodeLevel 140 min.

In der Lerneinheit wird auf die VB- und MO-Methode eingegangen.

LCAO-Methode für homonukleare zweiatomige MoleküleLevel 260 min.

Die Linearkombination von Atomorbitalen zu Molekülorbitalen ist ein mathematisches Verfahren, bei dem die Wellenfunktionen der betreffenden Orbitale addiert bzw. subtrahiert werden. Zur qualitativen Betrachtung kann man sich auf die bildlichen Darstellungen der Orbitale beschränken, die nach bestimmten Prinzipien kombiniert werden.

LCAO-Methode für heteronukleare zweiatomige MoleküleLevel 220 min.

Die Betrachtungen der LCAO-Methode für homonukleare zweiatomige Moleküle werden auf heteronukleare zweiatomige Moleküle ausgedehnt.

HybridisierungLevel 140 min.

Die Lerneinheit geht auf die Hybridisierung von Atomen ein. Unter Hybridisierung versteht man die Mischung von Atomorbitalen (AOs) am gleichen Atom. Es entstehen dabei sogenannte Hybridorbitale, das heißt gerichtete Atomorbitale.

Hybridisierung und VSEPRLevel 245 min.

Die Stukturen mehratomiger Moleküle (linear, gewinkelt, planar, nicht planar) lassen sich mittels Hybriden und Abstoßungsbetrachtungen von bindenden und freien Elektronenpaaren (VSEPR-Theorie) meist zutreffend vorhersagen. Die VSEPR-Theorie kommt ohne Hybride aus und wird in gesonderten Abschnitten eingehend behandelt.

VSEPR-Theorie - EinführungLevel 240 min.

In diesem Abschnitt wird die Ermittlung von Elektronen-/Molekülstrukturen nach der VSEPR-Methode (Valence Shell Electron Pair Repulsion) von Gillespie und Nyholm (1957) behandelt.

VSEPR-Theorie - ElektronenanordnungLevel 245 min.

Darstellung der Elektronenanordnung bei verschiedener Anzahl freier und gebundener Elektronen.

VSEPR-Theorie - Molekülstruktur, erste NäherungLevel 240 min.

Nach den vorstehenden Überlegungen zur grundsätzlichen Elektronenstruktur werden wir uns in der Folge mit den Molekülstrukturen befassen. Die jeweiligen Positionen können in den Molekülen durch Liganden (d.h. durch bindende Elektronenpaare) oder durch freie Elektronenpaare besetzt werden.

VSEPR-Theorie - Verbesserung der StrukturvorhersageLevel 230 min.

Ausgehend von den vorstehenden geometrischen Überlegungen werden die Molekülgeometrien nun im zweiten Schritt weiter verfeinert. Dabei werden insbesondere die verschiedenen Einflussgrößen auf die Bindungswinkel zwischen dem Zentralatom A und dem Liganden X untersucht.

MehrfachbindungLevel 145 min.

Atome in Molekülen werden durch chemische Bindungen zusammengehalten. In vielen Molekülen werden die Atome durch Einfachbindungen gehalten, in anderen dagegen bestehen Mehrfachbindungen. Diese Lerneinheit hat ihren Schwerpunkt in der Beschreibung von Mehrfachbindungen.

Delokalisierte SystemeLevel 245 min.

Es gibt eine große Zahl von Molekülen, die sich mit lokalisierten Molekülorbitalen oder mit Überlappung nach der VB-Methode nur unzureichend beschreiben lassen. Dies ist unter anderem der Fall, wenn den Bindungselektronen Aufenthaltsbereiche zur Verfügung stehen, die über zwei Atome hinausgehen. Da ein Valenzstrich einem Bindungselektronenpaar zwischen zwei Atomen entspricht, die Elektronen also lokalisiert gesehen werden, treten hier beim Schreiben von Valenzstrichformeln Schwierigkeiten auf.

Ionenbindung: EinführungLevel 230 min.

Die Lerneinheit beschreibt das Zustandekommen einer Bindung zweier Atome mit großer Elektronegativitätsdifferenz. Erste Einblicke in das Kapitel der Ionenbindung bekommen Sie durch die Kossel-Oktetttheorie. Im Weiteren wird ein Überblick über die Übergänge ionischer und kovalenter Bindungen gegeben.

GitterenergieLevel 230 min.

Die bei der Bildung einer Ionenverbindung freiwerdende Energie stammt vielmehr im wesentlichen aus der Gitterenergie, der Energie, die freigesetzt wird, wenn 1 mol eines Salzes aus seinen isolierten Ionen gebildet wird. (Eine direkte experimentelle Bestimmung der Gitterenergie ist jedoch nicht durchführbar.) Die Gitterenergie ist der wesentliche Grund für den oft stark exothermen Verlauf der Reaktionen zwischen Metallen und Nichtmetallen.

DipolmomentLevel 230 min.

Liegt in einem Molekül eine ungleichmäßige Ladungsverteilung vor, so bildet es einen elektrischen Dipol. Die Stärke des Dipolcharakters wird durch das Dipolmoment ausgedrückt.

Zwischenmolekulare WechselwirkungLevel 245 min.

Die Lerneinheit geht auf die unterschiedlichen zwischenmolekularen Wechselwirkungen ein.

OxidationszahlenLevel 245 min.

Diese Lerneinheit betrachtet die Ionenbindung aus Sicht der Oxidationszahlen. Sie beschreibt Regeln zur Ermittlung von Oxidationszahlen. Es wird beschrieben, wie Sie die Oxidationszahlen der Atome in Verbindungen bestimmen können. Es wird ein Überblick über die Oxidationszahlen der Hauptgruppenelemente gegeben. Mit Hilfe der Oxidationszahlen lernen sie Redoxreaktionen zu lösen.

MetallbindungLevel 240 min.

Die Lerneinheit beschreibt die Charakteristika einer Metallbindung.

Übergänge zwischen den BindungstypenLevel 230 min.

Die Lerneinheit zeigt, dass strenggenommen keine der einzelnen Bindungstypen isoliert betrachtet werden kann. Die Behandlung der chemischen Bindungsarten zeigte, dass chemische Bindung durch gemeinsame Benutzung von Bindungselektronen durch die Bindungspartner (Atombindung), Übergang von Elektronen zwischen den Bindungspartnern (Ionenbindung) oder Delokalisierung der Valenzelektronen (Metallbindung) zustandekommen kann. Die Metallbindung ist ebenso wenig wie die Atom- und Ionenbindung als isoliertes Phänomen zu sehen, sondern es gibt auch hier Übergangsformen.

Tutorial starten