Molekülbindung vs. Ionenbindung
Jonas
Die Oxidationszahlen bei Molekülbindungen beziehen sich auf die
Teilladung der einzelnen Atome. Bei Ionenbindungen dagegen spricht man
davon, dass das Elektron des Kations komplett vom Anion
"herübergezogen" wird. Entsprechend schreibt man dort nicht mehr -II
sondern -2 . Demnach müsste bei einer Verbindung, die nähe des
Elektrons des (bei Molekülbindungen gedachten) Kations am Atom des
Anions über die Verbindungsart (MB oder IB) entscheiden. Nun meine
Frage:
Da der Übergang zwischen Ionen- und Molekülbindung anscheinend
fließend ist, würde ich gerne wissen, nach welchen Faktoren von der
Definiton her entschieden wird, ob eine Verbindung eine Ionen- oder
Molekülbindung ist. (Vermutung: bestimmte EN-Wert Differenz - aber
welche?).
Vielen Dank!
Jonas Kahlert (Chemie-LK (13/2) )
Michael Dahms
^^^^^Bitte Nachnamen auch eintragen!
>
> Die Oxidationszahlen bei Molekülbindungen beziehen sich auf die
> Teilladung der einzelnen Atome. Bei Ionenbindungen dagegen spricht man
> davon, dass das Elektron des Kations komplett vom Anion
> "herübergezogen" wird.
Beides sind nur Grenzfälle _einer_ Bindung. Jede Bindung zwischen
verschiedenen Atomen hat kovalente und ionische Anteile, die
metallischen mal vernachlässigt.
> Da der Übergang zwischen Ionen- und Molekülbindung anscheinend
> fließend ist, würde ich gerne wissen, nach welchen Faktoren von der
> Definiton her entschieden wird, ob eine Verbindung eine Ionen- oder
> Molekülbindung ist.
Es gibt keine scharfe Grenze. Manchmal ist es praktisch, eine Bindung
als Ionenbindung zu betrachten, manchmal als kovalent.
Beispiel: SiO_2 (Quarz)
Um den Piezoeffekt zu verstehen, ist es praktisch, von Ionen zu sprechen.
Um die Härte zu verstehen, ist es praktisch, die kovalenten
Bindungsanteile zu sehen.
Michael Dahms, selbst LiF ist nicht 100% ionisch.
Joerg Geiger
> Die Oxidationszahlen bei Molekülbindungen beziehen sich auf die
> Teilladung der einzelnen Atome.
So kann man das mE nicht sagen. Oxidationszahlen sind eine
Modellvorstellung bei der man das Molekuel so betrachtet als
sei es aus Ionen aufgebaut.
> Bei Ionenbindungen dagegen spricht man
> davon, dass das Elektron des Kations komplett vom Anion
> "herübergezogen" wird. Entsprechend schreibt man dort nicht mehr -II
> sondern -2.
Nun ja, die Schreibweise benutzt man eben um Ionenladungen von Ox.zahlen zu
unterscheiden.
> Demnach müsste bei einer Verbindung, die nähe des
> Elektrons des (bei Molekülbindungen gedachten) Kations am Atom des
> Anions über die Verbindungsart (MB oder IB) entscheiden.
Diese Formulierung halte ich fuer gefaehrlich missverstaendlich.
Die "Naehe" eines Elektrons ist eine schwer zu bestimmende Groesse.
Sprechen wir hier doch lieber von einer Ladungsverteilung. Diese
ist messtechnisch zugaenglich und auch berechenbar.
> Nun meine
> Frage:
> Da der Übergang zwischen Ionen- und Molekülbindung anscheinend
> fließend ist, würde ich gerne wissen, nach welchen Faktoren von der
> Definiton her entschieden wird, ob eine Verbindung eine Ionen- oder
> Molekülbindung ist. (Vermutung: bestimmte EN-Wert Differenz - aber
> welche?).
Ionenbindungen haben bestimmte Eigenschaften die sie gegenueber
anderen auszeichnen: elektrische Leitfaehigkeit, Ladungstraeger
sind Atome oder Atomgruppen, Festkoerper ist aus Ionen aufgebaut.
Da die Elektronegativitaet ein Hilfskonstrukt mit sehr limitierter
Aussagekraft ist eignet sie sich gerade in den problematischen
Faellen nicht zur Entscheidung ueber ionisch/nichtionisch.
Noch schwieriger wird es wenn man noch koordinative Bindungen in
die Betrachtung einbezieht.
In den Extremfaellen (zB NaCl, CH_4, Cu(NH_3)_4) ist die Entscheidung
trivial, in den Grenzfaellen kann man die Bindungsart nur
experimentell bestimmen. Trotz allem gibt es dann auch noch
Ueberraschungen wie etwa beim PF_5 das in festem Zustand als
[PF_6]^-[PF_4]^+ vorliegt.
--
Joerg Geiger
joerg_geiger(at)web.de
| "Children, they like pictures. The desire of children for visualizability |
| is reasonable and healthy, still such a desire in physics can never be an |
| argument for maintaining a particular system of concepts." W. Pauli |
Michael Dahms
>
> Ionenbindungen haben bestimmte Eigenschaften die sie gegenueber
> anderen auszeichnen: elektrische Leitfaehigkeit, Ladungstraeger
> sind Atome oder Atomgruppen, Festkoerper ist aus Ionen aufgebaut.
Ähem, das sind doch alles nur Grenzbetrachtungen.
Wenn Du genaug genug mißt, hat jeder Festkörper eine gewisse elektrische Leitfähigkeit.
Du kannst in jedem Festkörper bei genügend hohen Spannungen Atome oder
Atomgruppen in Bewegung bringen. In jedem Festkörper, der aus mehr aus
einem Element besteht, sind grundsätzlich ionare Anteile bestimmbar: Die
Elektronendichte ist nicht mehr rund um jedes Einzelatom gleich.
Michael Dahms
Joerg Geiger
> Joerg Geiger wrote:
>>
>> Ionenbindungen haben bestimmte Eigenschaften die sie gegenueber
>> anderen auszeichnen: elektrische Leitfaehigkeit, Ladungstraeger
>> sind Atome oder Atomgruppen, Festkoerper ist aus Ionen aufgebaut.
> Ähem, das sind doch alles nur Grenzbetrachtungen.
Aber sicher, das ist eine Eigenschaft aller Modelle. Die Klassifizierung
erfolgt immer willkuerlich auf der Basis bestimmter Charakteristika.
Man koennte jetzt eine bestimmte spezifische Leitfaehigkeit, Bindungs-
polaritaet etc. definieren an Hand der man eine Bindung als ionisch
oder kovalent definiert und es wird sich eine Reihe von Ausnahmen
finden fuer die diese Regeln nicht zutreffen.
Jan Bretschneider
> Ionenbindungen haben bestimmte Eigenschaften die sie gegenueber
> anderen auszeichnen: elektrische Leitfaehigkeit,
ähm: ionische Festkörper haben im allgemeinen eine sehr geringe elektrische
Leitfähigkeit (wenn man von schnellen Ionenleitern mal absieht). Die
ionische Verbindungen lassen sich i.a. aber in polaren Lösungsmitteln gut
lösen und diese Lösungen zeigen eine hohe elektrische Leitfähigkeit.
> Festkoerper ist aus Ionen aufgebaut.
Nicht unbedingt. Es gibt da ja noch Metalle, Keramiken und molekulare
Festkörper (oder schmeiße ich bei letzterem was durcheinander?)
> Da die Elektronegativitaet ein Hilfskonstrukt mit sehr limitierter
> Aussagekraft ist eignet sie sich gerade in den problematischen
> Faellen nicht zur Entscheidung ueber ionisch/nichtionisch.
Die EN ist m.E. aber ein prakatisches Hilfskonstrukt. Vorallem wenn man das
Modell des EN-Ausgleichs mit einbezieht, das ja besagt, das so lange
Ladungsübertragung zwischen zwei Gruppen stattfindet, bis die
Elektronegativität der partiell geladenen Gruppen gleich ist. Das Ergebnis
sagt dann auch etwas über die Ionizität einer Bindung etwas aus.
Zugegeben, für theoretische Berechnungen ist das zu wenig, aber für den
Hausgebrauch reicht es allemal. Und Grenzfälle sind eben Grenzfälle wo man
eben nicht genau unterscheiden kann. Siehe dazu auch den Streit um die
"richtige" Strukturformel für das Sulfatanion.
Jan
--
Lächle, es bleibt Dir doch nichts anderes übrig!
Joerg Geiger
> Joerg Geiger wrote:
>> Ionenbindungen haben bestimmte Eigenschaften die sie gegenueber
>> anderen auszeichnen: elektrische Leitfaehigkeit,
> ähm: ionische Festkörper haben im allgemeinen eine sehr geringe elektrische
> Leitfähigkeit (wenn man von schnellen Ionenleitern mal absieht).
Wenn Du ein SCNR dazugesetzt haettest waere es in Ordnung gewesen, so
muss ich das leider nochmals kommentieren: das ist ja wohl alles
selbstverstaendlich. Die Ladungstraeger eines Salzes sind - wie wir alle
wissen - die Atom- oder Molekuelionen. Diese aber nehmen in einem
Kristallgitter wie wir auch alle wissen eine feste Position
ein um die sie zwar schwingen koennen, aber kaum zum Ladungstransport
beitragen. In _Schmelzen_ hingegen besitzen die Ionen eine groessere
Beweglichkeit weswegen diese elektrisch leitend sind.
> Die
> ionische Verbindungen lassen sich i.a. aber in polaren Lösungsmitteln gut
> lösen und diese Lösungen zeigen eine hohe elektrische Leitfähigkeit.
Diese Festlegung ist zwar fuer viele ionischen Verbindungen gueltig,
aber wir kennen eine ganze Reihe schlecht wasserloeslicher ionischer
Verbindungen und auch einige nicht-ionische Verbindungen die sich
in Wasser zersetzen und ionische Verbindungen bilden.
>> Festkoerper ist aus Ionen aufgebaut.
> Nicht unbedingt. Es gibt da ja noch Metalle, Keramiken und molekulare
> Festkörper (oder schmeiße ich bei letzterem was durcheinander?)
Metalle sind definitiv nicht aus Ionen aufgebaut, Keramiken und Glaeser
enthalten durchaus Ionen aber wo widerspricht das meinen Feststellungen?
>> Da die Elektronegativitaet ein Hilfskonstrukt mit sehr limitierter
>> Aussagekraft ist eignet sie sich gerade in den problematischen
>> Faellen nicht zur Entscheidung ueber ionisch/nichtionisch.
> Die EN ist m.E. aber ein prakatisches Hilfskonstrukt.
Es gibt ohne Zweifel Faelle in welchen die EN eine brauchbare
Aussage erlaubt.
> Vorallem wenn man das
> Modell des EN-Ausgleichs mit einbezieht, das ja besagt, das so lange
> Ladungsübertragung zwischen zwei Gruppen stattfindet, bis die
> Elektronegativität der partiell geladenen Gruppen gleich ist. Das Ergebnis
> sagt dann auch etwas über die Ionizität einer Bindung etwas aus.
Diese Methode ist mir nicht gelaeufig. Welche EN besitzt zB Mn^4+ oder
S^2-? Problematisch scheint mir ein solches Verfahren (so es dies geben
sollte) besonders im Hinblick auf Elemente die eine ganze Reihe
verschiedener Oxidationszustaende aufweisen.
> Zugegeben, für theoretische Berechnungen ist das zu wenig,
Bei einer Berechnung berechnet man auch, da braucht man
so etwas nicht.
> aber für den
> Hausgebrauch reicht es allemal. Und Grenzfälle sind eben Grenzfälle wo man
> eben nicht genau unterscheiden kann.
Sind wir uns doch einig.
> Siehe dazu auch den Streit um die
> "richtige" Strukturformel für das Sulfatanion.
Da es keine "richtigen" Strukturformeln gibt, eruebrigt sich eine
solche Diskussion auch.
Jan Bretschneider
>> ähm: ionische Festkörper haben im allgemeinen eine sehr geringe
>> elektrische Leitfähigkeit (wenn man von schnellen Ionenleitern mal
>> absieht).
>
> Wenn Du ein SCNR dazugesetzt haettest waere es in Ordnung gewesen, so
> muss ich das leider nochmals kommentieren: das ist ja wohl alles
> selbstverstaendlich.
Sorry, wollte nicht kritisieren, aber die Frage von Jonas klingt eher nach
Anfänger, deswegen dachte ich, ich schreibe es nochmal "für Dumme" auf, da
ich die Formulierung missverständlich fand
>>> Festkoerper ist aus Ionen aufgebaut.
>
>> Nicht unbedingt. Es gibt da ja noch Metalle, Keramiken und molekulare
>> Festkörper (oder schmeiße ich bei letzterem was durcheinander?)
>
> Metalle sind definitiv nicht aus Ionen aufgebaut, Keramiken und Glaeser
> enthalten durchaus Ionen aber wo widerspricht das meinen Feststellungen?
Großes Mssverständnis? Du schriebst "Festkörper ist auf Ionen aufgebaut" Ich
schrieb"nicht unbedingt", was verstehe ich hier nicht?
>> Vorallem wenn man das
>> Modell des EN-Ausgleichs mit einbezieht, das ja besagt, das so lange
>> Ladungsübertragung zwischen zwei Gruppen stattfindet, bis die
>> Elektronegativität der partiell geladenen Gruppen gleich ist. Das
>> Ergebnis sagt dann auch etwas über die Ionizität einer Bindung etwas aus.
>
> Diese Methode ist mir nicht gelaeufig. Welche EN besitzt zB Mn^4+ oder
> S^2-? Problematisch scheint mir ein solches Verfahren (so es dies geben
> sollte) besonders im Hinblick auf Elemente die eine ganze Reihe
> verschiedener Oxidationszustaende aufweisen.
Das Modell geht auf Sanderson zurück. Weiterführend gibt es dann solche
netten Dinger wie Mooser-Peason-Diagramme zur Abschätzung der Ionizität von
AB-Verbindungen (Quelle: Anthony West, Grundlagen der Festkörperchemie).
Habe leider den Huheey nicht zur Hand, aber da steht auch drin, wie die
Elektronegativität eines Atoms (oder einer Molekülgruppe) in Abhängigkeit
von der Ladung bestimmt werden kann. Ist aber im Prinzip nicht besonders:
Methyliodid hat eine positive Partialladung am Kohlenstoff und eine
negative Partialladung am Iod eben wg. der EN-Differenz. Bei
Triflouriodmethan ist es genau umgekehrt. Da hat die Trifluormethylgruppe
eine höhere EN als Iod und die Polarität (und Reaktivität bei
S_N-Reaktionen z.B.) ist umgekehrt - normal.
Gruß
Jan
--
Lächle, es bleibt Dir doch nichts anderes übrig!
Michael Dahms
>
> Man koennte jetzt eine bestimmte spezifische Leitfaehigkeit, Bindungs-
> polaritaet etc. definieren an Hand der man eine Bindung als ionisch
> oder kovalent definiert und es wird sich eine Reihe von Ausnahmen
> finden fuer die diese Regeln nicht zutreffen.
Macht man aber nicht. Man betrachtet ein und dieselbe Bindung kontextabhängig.
Michael Dahms
Daniel Leidert
>Die Oxidationszahlen bei Molekülbindungen beziehen sich auf die
>Teilladung der einzelnen Atome. Bei Ionenbindungen dagegen spricht man
>davon, dass das Elektron des Kations komplett vom Anion
>"herübergezogen" wird. Entsprechend schreibt man dort nicht mehr -II
>sondern -2 . Demnach müsste bei einer Verbindung, die nähe des
>Elektrons des (bei Molekülbindungen gedachten) Kations am Atom des
>Anions über die Verbindungsart (MB oder IB) entscheiden. Nun meine
>Frage:
Die Gefährlichkeit dieser Aussage wurde schon angesprochen.
>Da der Übergang zwischen Ionen- und Molekülbindung anscheinend
>fließend ist, würde ich gerne wissen, nach welchen Faktoren von der
>Definiton her entschieden wird, ob eine Verbindung eine Ionen- oder
>Molekülbindung ist. (Vermutung: bestimmte EN-Wert Differenz - aber
>welche?).
Wenn Du nach der _Schul_chemie gehst, ist die Ionenbindung als
Faustregel so definiert:
Eine Bindung ist eine Ionenbindung, wenn die Differenz der
Elektronegativitäten, der an der Bindung beeiligten Elemente,
größer/gleich 1,7 ist.
Wie gesagt, das ist _Schul_chemie und stark vereinfacht. Ionenbindung
und kovalente Bindung sind Modellvorstellungen und daher Grenzfälle.
Aber auch darauf wurdest Du in den vorangegangenen Postings schon
hingewiesen.
--
MFG Daniel
Daniel.Le...@gmx.net
Antwort nur in NG erwuenscht
Michael Dahms
>
> [Schulchemische Ionenbindungsdefinition]
> Elektronegativitäten, der an der Bindung beeiligten Elemente,
> größer/gleich 1,7 ist.
Danke. Wieder was gelernt. Wie kommt man auf die 1,7?
Michael Dahms
Joerg Geiger
Wobei "man" einen engen Definitionsbereich hat. Es wird gerne - auch im
Studium noch - nach einer klassifizierenden Einteilung gefragt. Etwa in
der Art: Welche der folgenden Verbindungen ist ionisch/kovalent ...
Dass eine solche Einteilung willkuerlich sein muss ist hier sicher jedem
bewusst, gelichwohl muss der Schueler/Student eine Antwort dazu liefern.
Erfahrungsgemaess lassen sich Pruefer selten auf Diskussionen ueber
ihre Fragestellung ein.
Joerg Geiger
Schulbuch? :-)
Michael Dahms
Präziser: Wie kommt der Autor des Schulbuchs auf 1,7? Kennt jemand dazu Primärliteratur?
Michael Dahms
Joerg Geiger
ACK
>>>> Festkoerper ist aus Ionen aufgebaut.
>>
>>> Nicht unbedingt. Es gibt da ja noch Metalle, Keramiken und molekulare
>>> Festkörper (oder schmeiße ich bei letzterem was durcheinander?)
>>
>> Metalle sind definitiv nicht aus Ionen aufgebaut, Keramiken und Glaeser
>> enthalten durchaus Ionen aber wo widerspricht das meinen Feststellungen?
> Großes Mssverständnis? Du schriebst "Festkörper ist auf Ionen aufgebaut" Ich
> schrieb"nicht unbedingt", was verstehe ich hier nicht?
Dies war eine Aufzaehlung der Eigenschaften ionischer Verbindungen,
u.a. ist, wenn es sich um eine ionische Verbindung handeln soll,
diese in festem Zustand aus Ionen aufgebaut. Manche ionische Verbindung
besitzt beim Uebergang in einen anderen Aggregatszustand keine
ionischen Eigenschaften mehr (zB NH_4^+ -Salze) und manche Verbindung
ist in festem Zustand nicht-ionisch, wird dies aber zB beim Aufloesen
in Wasser.
>>> Vorallem wenn man das
>>> Modell des EN-Ausgleichs mit einbezieht, das ja besagt, das so lange
>>> Ladungsübertragung zwischen zwei Gruppen stattfindet, bis die
>>> Elektronegativität der partiell geladenen Gruppen gleich ist. Das
>>> Ergebnis sagt dann auch etwas über die Ionizität einer Bindung etwas aus.
>>
[..]
> Das Modell geht auf Sanderson zurück. Weiterführend gibt es dann solche
> netten Dinger wie Mooser-Peason-Diagramme zur Abschätzung der Ionizität von
> AB-Verbindungen (Quelle: Anthony West, Grundlagen der Festkörperchemie).
Festkoerperchemie war nie so mein Ding. Warum rechnet man das nicht?
> Habe leider den Huheey nicht zur Hand, aber da steht auch drin, wie die
> Elektronegativität eines Atoms (oder einer Molekülgruppe) in Abhängigkeit
> von der Ladung bestimmt werden kann.
Da muss ich wohl mal wieder im Huheey nachsehen, daran kann ich mich
gerade nicht entsinnen.
> Ist aber im Prinzip nicht besonders:
> Methyliodid hat eine positive Partialladung am Kohlenstoff und eine
> negative Partialladung am Iod eben wg. der EN-Differenz. Bei
> Triflouriodmethan ist es genau umgekehrt. Da hat die Trifluormethylgruppe
> eine höhere EN als Iod und die Polarität (und Reaktivität bei
> S_N-Reaktionen z.B.) ist umgekehrt - normal.
Das hoert sich nun sehr nach LFE an, ist wohl auch nichts anderes oder?
Daniel Leidert
>Danke. Wieder was gelernt.
Dein Kommentar klingt irgendwie leicht ironisch. Mir hat man das zu
Schulzeiten so beigebracht und aktuell ist dem immer noch so (dass es
so gelehrt wird).
>Wie kommt man auf die 1,7?
Ich nehme mal an: diverse Ionenverbindungen -> Vergleich der
EN(/-Differenz) -> Aufstellen der all. Faustregel. Frag den Verfasser
oder die Kultusministerkonferenz ;-)
Michael Dahms
>
> Es wird gerne - auch im
> Studium noch - nach einer klassifizierenden Einteilung gefragt.
Im Chemiestudium? Ich habe das in meinem Ingenieurstudium nie erlebt.
Der Anorganiker hat mit der Schrödingergleichung angefangen. Und hat uns
von Anfang an klar gemacht, daß es nur eine Bindung gibt.
> Etwa in
> der Art: Welche der folgenden Verbindungen ist ionisch/kovalent ...
Im Studium? Ich habe hier gerade ein Werkstofftechnik-Buch vor mir
liegen, daß mal für die Technikerschule gedacht war. Da steht so was
drin. Und dann auch noch falsch. da wird suggeriert: anorganische
Werkstoffe = Ionenbindung; organische Werkstoffe = kovalente Bindung.
Das schmerzt dann schon.
Michael Dahms
Michael Dahms
>
> [...] war eine Aufzaehlung der Eigenschaften ionischer Verbindungen,
> u.a. ist, wenn es sich um eine ionische Verbindung handeln soll,
> diese in festem Zustand aus Ionen aufgebaut. Manche ionische Verbindung
> besitzt beim Uebergang in einen anderen Aggregatszustand keine
> ionischen Eigenschaften mehr (zB NH_4^+ -Salze) und manche Verbindung
> ist in festem Zustand nicht-ionisch, wird dies aber zB beim Aufloesen
> in Wasser.
Da merkt man, was für Kopfstände man machen mauß, wenn man etwas als
'ionisch Verbindung' bezeichnet. Die armen Schüler.
Wie man erwarten kann, daß die Bindungen eines Stoffes A-B
("Ionenkristall") mit den Bindungen des Stoffes A-B-H_2O ("in Wasser
gelöster Ionenkristall") quantitaiv gleich sein soll, ist mir
schleierhaft. Man hat doch eine ganz andere chemische Zusammensetzung.
Zu NH_4^+ -Salzen hätte ich noch einen Frage: Nach meinem Verständnis
gibt es die Energie-Abstands-Funktion in einem Stoff, die natürlich für
verschiedene Nachbarn verschieden ist. AFAIK ist im Flüssigen, Festen
und Gasförmigen die Funktion die gleiche. Wie kann sich dann beim
Schmelzen die Bindungsart ändern?
Michael Dahms
Michael Dahms
>
> Michael Dahms <michae...@gkss.de> schrieb:
> >
> > Danke. Wieder was gelernt.
>
> Dein Kommentar klingt irgendwie leicht ironisch.
War er nicht.
> Mir hat man das zu
> Schulzeiten so beigebracht und aktuell ist dem immer noch so (dass es
> so gelehrt wird).
Mir war die Zahl unbekannt.
> > Wie kommt man auf die 1,7?
>
> Frag den Verfasser
> oder die Kultusministerkonferenz ;-)
Es hätte ja sein können, daß hier jemand die Literatur kennt.
Michael Dahms
Daniel Leidert
>Es hätte ja sein können, daß hier jemand die Literatur kennt.
Hab jetzt nochmal fix geschmökert. Die grundlegenden Erkenntnisse zur
Ionenbindung (besser zur: 'in Salzen vorliegenden chemischen Bindung')
müssten auf WALTER KOSSEL (1915, dt. Physiker) zurückgehen (nach den
BOHRschen Postulaten). Und die ersten Erkenntnisse zur kovalenten
Bindung stammten wohl von GILBERT NEWTON LEWIS (1916, us.-am.
Chemiker).
Aber ob KOSSEL die Zahl fand, steht hier auch nicht.
Hier habe ich auch noch mal einen genauen Wortlaut gefunden:
"Mit Hilfe der Elektronegativitätsskala lässt sich abschätzen, ob
zwischen den Atomen 2er Elemente eine Ionenbindung zustande kommen
kann. Die Elektronegativitätsdifferenz muss dafür mindestens 1,7
betragen."
Joerg Geiger
> Joerg Geiger wrote:
>>
>> Es wird gerne - auch im
>> Studium noch - nach einer klassifizierenden Einteilung gefragt.
> Im Chemiestudium?
Unter Beschraenkung der Allgemeinheit: vor 20 Jahren
[..]
> Der Anorganiker hat mit der Schrödingergleichung angefangen. Und hat uns
> von Anfang an klar gemacht, daß es nur eine Bindung gibt.
Es gibt auch Chemiker denen eine solche Vorstellung fremd ist.
>> Etwa in
>> der Art: Welche der folgenden Verbindungen ist ionisch/kovalent ...
> Im Studium?
Ja, s.o.
Joerg Geiger
> Joerg Geiger wrote:
>>
>> [...] war eine Aufzaehlung der Eigenschaften ionischer Verbindungen,
>> u.a. ist, wenn es sich um eine ionische Verbindung handeln soll,
>> diese in festem Zustand aus Ionen aufgebaut. Manche ionische Verbindung
>> besitzt beim Uebergang in einen anderen Aggregatszustand keine
>> ionischen Eigenschaften mehr (zB NH_4^+ -Salze) und manche Verbindung
>> ist in festem Zustand nicht-ionisch, wird dies aber zB beim Aufloesen
>> in Wasser.
> Da merkt man, was für Kopfstände man machen mauß, wenn man etwas als
> 'ionisch Verbindung' bezeichnet. Die armen Schüler.
Eine aehnliche Diskussion hatten wir IIRC schon zum Thema
"Was ist ein Salz?". Schrecklich.
> Wie man erwarten kann, daß die Bindungen eines Stoffes A-B
> ("Ionenkristall") mit den Bindungen des Stoffes A-B-H_2O ("in Wasser
> gelöster Ionenkristall") quantitaiv gleich sein soll, ist mir
> schleierhaft. Man hat doch eine ganz andere chemische Zusammensetzung.
Solches soll aber auch vom Bildungsfernsehen ("Telekolleg")
verbreitet worden sein. Und da hat man auch noch das ausser-
ordentlich unglueckliche Beispiel AlCl_3 gewaehlt ...
> Zu NH_4^+ -Salzen hätte ich noch einen Frage: Nach meinem Verständnis
> gibt es die Energie-Abstands-Funktion in einem Stoff, die natürlich für
> verschiedene Nachbarn verschieden ist. AFAIK ist im Flüssigen, Festen
> und Gasförmigen die Funktion die gleiche. Wie kann sich dann beim
> Schmelzen die Bindungsart ändern?
Ammoniumsalze zerfallen in der Hitze in NH_3 und Saeure.
Jan Bretschneider
[...]
>> Großes Mssverständnis? Du schriebst "Festkörper ist auf Ionen aufgebaut"
>> Ich schrieb"nicht unbedingt", was verstehe ich hier nicht?
>
> Dies war eine Aufzaehlung der Eigenschaften ionischer Verbindungen,
o.k. ...
[...]
>> Das Modell geht auf Sanderson zurück. Weiterführend gibt es dann solche
>> netten Dinger wie Mooser-Peason-Diagramme zur Abschätzung der Ionizität
>> von AB-Verbindungen (Quelle: Anthony West, Grundlagen der
>> Festkörperchemie).
>
> Festkoerperchemie war nie so mein Ding. Warum rechnet man das nicht?
Vielleicht weil's zu kompliziert ist? Natürlich kann man die DOS eines
Festkörpers berechnen und anhand der Bandbreiten die Ionizität einer
Verbindung Abschätzen. Fragt sich nur wie lang man rechnet (bzw. die
Maschinen rechnen läßt) und wie gut die Ergebnisse verglichen mit den
Berechnungen anhand der EN sind. Hab' da auch gerade keine Ahnung.
[...]
>> Ist aber im Prinzip nicht besonders:
>> Methyliodid hat eine positive Partialladung am Kohlenstoff und eine
>> negative Partialladung am Iod eben wg. der EN-Differenz. Bei
>> Triflouriodmethan ist es genau umgekehrt. Da hat die Trifluormethylgruppe
>> eine höhere EN als Iod und die Polarität (und Reaktivität bei
>> S_N-Reaktionen z.B.) ist umgekehrt - normal.
>
> Das hoert sich nun sehr nach LFE an, ist wohl auch nichts anderes oder?
Naja, Ligandenfeldtheorie (meintest Du das? ist dann aber LFT, es gibt da
noch LFSE: Liganden-Feld-Stabilisierungs-Energie) ist doch was anderes.
ImPrinzip einfach nur die Überlegung: wie ist das Ding polarisiert - siehe
Carbonylchemie, Umpolung etc. pp.
Joerg Geiger
>>> Das Modell geht auf Sanderson zurück. Weiterführend gibt es dann solche
>>> netten Dinger wie Mooser-Peason-Diagramme zur Abschätzung der Ionizität
>>> von AB-Verbindungen (Quelle: Anthony West, Grundlagen der
>>> Festkörperchemie).
>>
>> Festkoerperchemie war nie so mein Ding. Warum rechnet man das nicht?
> Vielleicht weil's zu kompliziert ist?
Elektronendichtediagramme?
> [...]
>>> Ist aber im Prinzip nicht besonders:
>>> Methyliodid hat eine positive Partialladung am Kohlenstoff und eine
>>> negative Partialladung am Iod eben wg. der EN-Differenz. Bei
>>> Triflouriodmethan ist es genau umgekehrt. Da hat die Trifluormethylgruppe
>>> eine höhere EN als Iod und die Polarität (und Reaktivität bei
>>> S_N-Reaktionen z.B.) ist umgekehrt - normal.
>>
>> Das hoert sich nun sehr nach LFE an, ist wohl auch nichts anderes oder?
> Naja, Ligandenfeldtheorie (meintest Du das? ist dann aber LFT, es gibt da
> noch LFSE: Liganden-Feld-Stabilisierungs-Energie) ist doch was anderes.
Linear-Free-Enthalpy Relation
Michael Dahms
>
> Ammoniumsalze zerfallen in der Hitze in NH_3 und Saeure.
Irreversibel oder reversibel?
Daß das Dreikomponentensystem N-H-Cl (z.B. NH_4Cl) bei verschiedenen
Temperaturen in verschiedenen Phasen vorliegt und daß das Gleichgewicht
flüssig-gasförmig bei anderen Zusammensetzungen als fest-gasförmig
liegt, ist doch ganz normal, oder?
Michael Dahms
Joerg Geiger
> Irreversibel oder reversibel?
Ganz so "normal" ist es mE. nicht. Wenn ich NH_4Cl als chemische
Verbindung (noch so ein topic das man endlos diskutieren kann)
ansehe so wuerde ich erwarten, dass sich die Zusammensetzung
beim Phasenuebergang nicht aendert. So bleibt Na^+Cl^- aus
diesen Ionen aufgebaut, unabhaengig vom Aggregatszustand.
Anders als eine homogene Mischphase deren Zusammensetzung
sich temperaturabhaengig veraendern kann.
Letztlich ist ein Streit um diese Begriffe unsinnig, da sie
der Vorstellung entspringen die Welt liesse sich sauber
klassifizieren, gemaess dem Postulat: "Gott hat alles nach
Zahl, Mass und Gewicht geordnet".
Die Begriffe beruhen auf Definitionen die wiederum auf
willkuerliche Festlegungen zurueckgehen. Alle Versuche
diese Festlegungen post hoc begruenden zu wollen sind
meist eher laecherlich da offensichtlich mit Muehe hingebogen.
Andererseits besteht kaum Bereitschaft diese Begriffe
ueber Bord zu werfen da sie - angeblich zumindest -
didaktisch so vorteilhaft seien. Ich halte es im Gegenzug
fuer didaktisch reichlich ungeschickt im Abstand von
1-2 Jahren die inzwischen vermittelten Konzepte zu
verwerfen so dass der Lernende den Eindruck bekommen muss
der Lehrende wisse es wohl auch nicht so genau und die
Chemie als eine fragwuerdige Wissenschaft begreift -
oder eben gerade nicht begreifen kann.
Michael Dahms
>
> Wenn ich NH_4Cl als chemische
> Verbindung (noch so ein topic das man endlos diskutieren kann)
> ansehe so wuerde ich erwarten, dass sich die Zusammensetzung
> beim Phasenuebergang nicht aendert.
Nehmen wir mal als Verbindung eine feste Phase mit einem sehr schmalen
Existenzbereich, o.k.?
Es hängt vom Zustandsdiagramm ab, ob die Phase kongruent schmilzt oder
z.B. peritektisch zerfällt. Ich habe keine Statistik, aber das
kongruente Schmelzen ist bei den Phasen, die ich kenne, die Ausnahme.
Also: Bei unbekannten Phasen, ist es sinnlos zu erwarten, daß sie
kongruent oder peritektisch schmilzt oder vorher schon zerfällt. Es muß
gemessen oder berechnet werden.
Wenn jetzt noch der Dampfdruck der Komponenten signifikant wird, wird's
natürlich noch schwieriger. Aber das hast Du schon, wenn Du Messing schmilzt.
Michael Dahms
Alexander Eberspächer
>Wie gesagt, das ist _Schul_chemie und stark vereinfacht. Ionenbindung
>und kovalente Bindung sind Modellvorstellungen und daher Grenzfälle.
Aber diese Vereinfachungen und Modelle sind natürlich enorm nützlich.
Ich könnte mir kaum vorstellen, eine Redox-Gleichung ohne
Oxidationszahlen aufzustellen... Genauso greife ich sogar gerne auf das
Bohrsche Atommodell zurück, dass ja nicht mal eine Vereinfachung,
sondern einfach schlichtweg falsch ist; ich finde es trotzdem aber sehr
nützlich, um betsimmte Dinge zu erklären (man denke an einen zum
Leuchten angeregten Stoff)
Gruß, Alex, im gleichen Chemiekurs wie der OP sitzend :)
Michael Dahms
>
> Daniel Leidert <Daniel.Le...@gmx.net> wrote:
> >
> > Wie gesagt, das ist _Schul_chemie und stark vereinfacht. Ionenbindung
> > und kovalente Bindung sind Modellvorstellungen und daher Grenzfälle.
>
> Aber diese Vereinfachungen und Modelle sind natürlich enorm nützlich.
Schaun 'mer mal:
> Ich könnte mir kaum vorstellen, eine Redox-Gleichung ohne
> Oxidationszahlen aufzustellen...
Was Du brauchst, ist die Anzahl der Elektronen pro Atom, die signifikant
ihre Energie verändern. Und dann brauchst Du noch Elektronendonator- und
Akzeptor. Wie stark die Änderung der Aufenthalthaltswahrscheinlichkeit
der Elektronen ist, ist für eine Redox-Gleichung doch erst einmal egal, oder?
> Genauso greife ich sogar gerne auf das
> Bohrsche Atommodell zurück, dass ja nicht mal eine Vereinfachung,
> sondern einfach schlichtweg falsch ist; ich finde es trotzdem aber sehr
> nützlich, um betsimmte Dinge zu erklären (man denke an einen zum
> Leuchten angeregten Stoff)
Für den zum Leuchten angeregten Stoff brauchst Du nur zu wissen, daß die
Elektronen durch ihre Energie beschrieben werden und die Energie
quantisiert ist. Mehr nicht. Dazu brauchst Du kein Bohrsches Atommodell.
Wozu brauchst Du es denn noch?
Michael Dahms
Alexander Eberspächer
>Für den zum Leuchten angeregten Stoff brauchst Du nur zu wissen, daß die
>Elektronen durch ihre Energie beschrieben werden und die Energie
>quantisiert ist. Mehr nicht.
Ich finde die Vorstellung des Sprungs auf eine höhere Schale und des
Zurückfallens immer noch sehr anschaulich :)
>Dazu brauchst Du kein Bohrsches Atommodell.
>Wozu brauchst Du es denn noch?
Ganz im Ernst: es lässt mir meine "Kugel"-Elektronen. Wider besseren
Wissens (Orbitaltheorie habe ich in der Schule natürlich behandelt)
neige ich wirklich dazu, mir eine Atom als ein Gebilde aus lauter Kugeln
vorzustellen. Der Kern ist eine Kugel, die Elektronen auch :) Das
Bohrsche Atommodell benutze ich zum Beispiel, um mir eine kovalente
Bindung vorzustellen. In meinem Kopf ist da das Bild der
Kugel-Elektronen, die zwischen den Kernen festgehalten werden. Das ist
IMHO allemal anschaulicher als eine Überlagerung bestimmter, nicht
vollständig besetzter Oribtale. In meinem Chemie-Abi werden ich
natürlich gerne darauf verzichten, meine Kugelvorstellung
niederzuschreiben, ich weiß natürlich auch, dass sich zum Beispiel die
Delokalisierung der pi-Elektronen in Aromaten am besten mit der
Orbitaltheorie erklären lässt :-) Trotzdem halte ich es für mich
legitim, in meinem Kopf mit Elektronenkugeln zu hantieren.
Beim Schreiben ist mir noch was ganz praktisches eingefallen: die Ladung
eines Ions! Ich denke mir dazu dann eben, dass eine Elektronenkugel
fehlt oder gar eine zuviel da ist. Das ist anschaulicher, als sich
abstrakt vorzustellen, dass ein Energie/Ladungsquantum fehlt.
Ich hoffe, ich habe mit der Ausführung dessen, was bei mir im Kopf so
von sich geht, nicht meine Lizenz zum posten in dieser Newsgroup
verspielt ;-)
Gruß, Alex
Michael Dahms
>
> Michael Dahms <michae...@gkss.de> wrote:
> >
> > Für den zum Leuchten angeregten Stoff brauchst Du nur zu wissen, daß die
> > Elektronen durch ihre Energie beschrieben werden und die Energie
> > quantisiert ist. Mehr nicht.
>
> Ich finde die Vorstellung des Sprungs auf eine höhere Schale und des
> Zurückfallens immer noch sehr anschaulich :)
Au weia.
> > Dazu brauchst Du kein Bohrsches Atommodell.
> > Wozu brauchst Du es denn noch?
>
> Ganz im Ernst: es lässt mir meine "Kugel"-Elektronen.
Wozu _brauchst_ Du die?
> In meinem Kopf ist da das Bild der
> Kugel-Elektronen, die zwischen den Kernen festgehalten werden. Das ist
> IMHO allemal anschaulicher als eine Überlagerung bestimmter, nicht
> vollständig besetzter Oribtale.
Wozu _brauchst_ Du die Anschauung? Aus dem Bild wird kein bißchen klar,
warum die kovalente Bindung ein energetisch günstigerer Zustand ist.
> Beim Schreiben ist mir noch was ganz praktisches eingefallen: die Ladung
> eines Ions! Ich denke mir dazu dann eben, dass eine Elektronenkugel
> fehlt oder gar eine zuviel da ist. Das ist anschaulicher, als sich
> abstrakt vorzustellen, dass ein Energie/Ladungsquantum fehlt.
Ob das Ding eine Kugel oder ein Zacken oder einfach _da_ ist, ist exakt
gleichwertig. Du glaubst nur, das Modell zu brauchen, Du brauchst es
aber nicht.
'Brauchen' im wissenschaftlichen Sinne bedeutet übrigens, daß Du es
benutzen kannst, um etwas anderes als das gemachte Experiment zu erklären.
Michael Dahms
Alexander Eberspächer
>> > Für den zum Leuchten angeregten Stoff brauchst Du nur zu wissen, daß die
>> > Elektronen durch ihre Energie beschrieben werden und die Energie
>> > quantisiert ist. Mehr nicht.
>>
>> Ich finde die Vorstellung des Sprungs auf eine höhere Schale und des
>> Zurückfallens immer noch sehr anschaulich :)
>
>Au weia.
Sieh' es so: letztlich mache ich ja etwas ähnliches wie Du: ich ordne
jeder Schale eine bestimmte Energie zu und "meine" Kugeln sind Deine
Träger der quantisierten Energie.
>> > Dazu brauchst Du kein Bohrsches Atommodell.
>> > Wozu brauchst Du es denn noch?
>>
>> Ganz im Ernst: es lässt mir meine "Kugel"-Elektronen.
>
>Wozu _brauchst_ Du die?
Aus Gründen der Einfachheit und Anschaulichkeit. Und weil man in der
Schule das Orbital nie wirklich befriedigend behandelt. Alles, was ich
über dieses Modell weiß, ist irgendwie zu schwammig. Wobei sich hier
natürlich fragt, ob dieses Modell in der Schule überhaupt richtig
aufgehoben ist, weil man AFAIK für das volle Verständnis schon im Stande
sein sollte, mit der Schrödinger-Gleichung umzugehen. Aber Achtung,
dieses Behauptung ist gefährliches Halbwissen erster Güte; ich gehe wie
bereits gesagt selbst noch zur Schule und betrachte mein Wissen als
seeeehr begrenzt.
>> In meinem Kopf ist da das Bild der
>> Kugel-Elektronen, die zwischen den Kernen festgehalten werden. Das ist
>> IMHO allemal anschaulicher als eine Überlagerung bestimmter, nicht
>> vollständig besetzter Oribtale.
>
>Wozu _brauchst_ Du die Anschauung? Aus dem Bild wird kein bißchen klar,
>warum die kovalente Bindung ein energetisch günstigerer Zustand ist.
Stimmt. Ich bin aber im Orbitalmodell nicht so fit, dass dieses
"Phänomen" erklären könnte. Für mich persönlich ist ein Abkommen vom
Bohrschen Modell also auch nicht befriedigend. Mein Interesse hast Du
jetzt aber bereits geweckt, kannst Du bitte kurz in zwei oder drei
Sätzen ausführen, weshalb die kovalente Bindung im Gegensatz zu anderen
Bindungstypen (oder besser, wie aus diesem Thread gelernt: anderen
Bindungen, die eher durch einen bestimmten Grenzfall ein und derselben
Bindung beschrieben werden können) energetisch günstig ist? Danke! :)
>> Beim Schreiben ist mir noch was ganz praktisches eingefallen: die Ladung
>> eines Ions! Ich denke mir dazu dann eben, dass eine Elektronenkugel
>> fehlt oder gar eine zuviel da ist. Das ist anschaulicher, als sich
>> abstrakt vorzustellen, dass ein Energie/Ladungsquantum fehlt.
>
>Ob das Ding eine Kugel oder ein Zacken oder einfach _da_ ist, ist exakt
>gleichwertig. Du glaubst nur, das Modell zu brauchen, Du brauchst es
>aber nicht.
Ja, da solltest Du recht haben.
>'Brauchen' im wissenschaftlichen Sinne bedeutet übrigens, daß Du es
>benutzen kannst, um etwas anderes als das gemachte Experiment zu erklären.
Ehrlich gesagt kann ich mich an kein Experiment erinnern, das ich im
Chemie-LK durchgeführt habe, welches mir die Vorstellung, dass
Elektronen geladene Kugeln sind, ausgetrieben hätte :) Aber ich
wiederhole mich nochmal, Du hast natürlich Recht: ob Elektronen nun
Kugeln, stehende Wellen, Aufenthaltswahrscheinlichkeiten oder einfach
nur da sind, ist egal.
Gruß, Alex
Jürgen Clade
zum Elektron als geladene Kugel: Die Vorstellung finde ich gar nicht
so verkehrt. Daß in der Schule kein Experiment vorgeführt wird, das
die Welleneigenschaften von Elektronen zeigt, ist verständlich: Nicht
jede Schule verfügt über ein Elektronenmikroskop. Wenn man aber mal
ein Elektronen-Beugungsbild gesehen hat (und nebenbei weiß, was
Beugung ist), dann glaubt man schon, daß da etwas dran ist.
Mit dem "Orbitalmodell in der Schule" sprichst Du ein sehr schwieriges
didaktisches Problem an: Einerseits sind Atombau und Chemische Bindung
etwas so grundlegendes und wichtiges, daß man sie im Schulunterricht
unbedingt behandeln muß. Andererseits erfordert ein volles Verständnis
des Orbitalmodells schon fundierte Kenntnisse in Quantenmechanik, und
die haben nicht einmal das Gros der Chemielehrer. Man ist also leider
gezwungen, einen mehr oder minder schlechten Kompromiß zu wählen und
die Schüler mit dem Ergebnis zu konfrontieren, nämlich den
Wahrscheinlichkeitsdichte-Plots, die man landläufig "Orbitale" nennt,
obwohl das nicht richtig ist.
MfG,
Jürgen
Michael Dahms
> > warum die kovalente Bindung ein energetisch günstigerer Zustand ist.
>
> Stimmt. Ich bin aber im Orbitalmodell nicht so fit, dass dieses
> "Phänomen" erklären könnte.
Ich habe an keiner Stelle behauptet, daß das Bild des Orbitalmodells Dir
klar macht, warum eine kovalente Bindung ein energetisch günstigerer
Zustand ist. Ausrechnen können das AFAIK nur Theoretiker. Als Ingenieur,
der ich bin, reicht es mir, mit folgendem Axiom zu arbeiten: Die Energie
pro Elektron und damit die Gesamtenergie eines Systems ist erniedrigt,
wenn ein Elektron bestimmter Energie und bestimmten Impulses nicht
allein vorliegt, sonder es ein zweites Elektron mit gleicher Energie und
Impuls vorliegt, daß entgegengesetzen Spin hat. _Wo_ das Elektron ist,
ist egal, und damit wird gleich die metallische Bindung grob
verständlich: Diejenigen Elektronen delokalisieren, die zu halbbesetzen
Orbitalen hoher Energie gehören.
Mir hilft das Orbitalmodell zu verstehen, warum bestimmte Moleküle
bestimmte räumliche Anordnungen der Atome haben. Dafür brauche ich es.
Michael Dahms
Joerg Geiger
> Joerg Geiger wrote:
>>
>> Wenn ich NH_4Cl als chemische
>> Verbindung (noch so ein topic das man endlos diskutieren kann)
>> ansehe so wuerde ich erwarten, dass sich die Zusammensetzung
>> beim Phasenuebergang nicht aendert.
> Nehmen wir mal als Verbindung eine feste Phase mit einem sehr schmalen
> Existenzbereich, o.k.?
> Es hängt vom Zustandsdiagramm ab, ob die Phase kongruent schmilzt oder
> z.B. peritektisch zerfällt.
Da wir anscheinend beide das Phasendiagramm von NH_4Cl nicht vorliegen
haben ist es reichlich muessig darueber zu spekulieren. Wenn ich mich
recht erinnere tritt bei Normaldruck keine fluessige Phase auf.
Ein kurzes googeln hat leider auch nichts gebracht, so dass ich nicht
mal sagen koennte ob in der Schmelze NH_4^+/Cl^- alleine oder neben
NH_3/HCl vorliegt. Wie waere es wenn Du mal eben ein Phasendiagramm
aufnaehmest ;-) ich habe leider keine DTA o.ae. zur Verfuegung.
(Ausserdem liegt mir Festkoerperchemie nicht so)
> Ich habe keine Statistik, aber das
> kongruente Schmelzen ist bei den Phasen, die ich kenne, die Ausnahme.
Ist hier sicher auch nicht der Fall.
> Also: Bei unbekannten Phasen, ist es sinnlos zu erwarten, daß sie
> kongruent oder peritektisch schmilzt oder vorher schon zerfällt. Es muß
> gemessen oder berechnet werden.
Bis wann? ;-)
Michael Dahms
>
> Da wir anscheinend beide das Phasendiagramm von NH_4Cl nicht vorliegen
> haben ist es reichlich muessig darueber zu spekulieren. Wenn ich mich
> recht erinnere tritt bei Normaldruck keine fluessige Phase auf.
Laut http://www.hedinger.de/bilder/6/Ammoniumchlorid_v002.pdf sublimiert
es bei 340 °C.
> Ein kurzes googeln hat leider auch nichts gebracht, so dass ich nicht
> mal sagen koennte ob in der Schmelze NH_4^+/Cl^- alleine oder neben
> NH_3/HCl vorliegt.
Unter Druck scheint es eine Schmelze zu geben.
Jetzt spekuliere ich mal: Schmelzen heißt, daß die thermischen
Schwingungen der Atome mit hoher Wahrscheinlichkeit zum Überschreiten
des Maximums der Kraftabstandskurve zweier benachbarter Atome kommt, so
daß sich die Atome neue Nachbarn suchen. Ich kann mir gut vorstellen,
daß die Wahrscheinlichkeit des Bruchs einer Cl-H-Bindung größer als die
einer N-H-Bindung ist.
Im vergröberten Modell würde das heißen: NH_4^+/Cl^-
Michael Dahms
Joerg Geiger
> zum Elektron als geladene Kugel: Die Vorstellung finde ich gar nicht
> so verkehrt.
Es gilt hier wie ueberall, dass man das Modell verwendet, das am
Besten zur Fragestellung passt. Man darf nur nicht vermeinen es
habe etwas mit der Realitaet zu tun. Gefaehrlich wird es auch, wenn
man uebersieht, dass die Aussagekraft jedes Modells sehr begrenzt
ist. Erfahrungsgemaess ist die Gueltigkeit umso staerker
eingeschraenkt je bildhafter oder anschaulicher ein Model ist.
Dies ist mE. auch direkt begruendbar, da Anschaulichkeit eine
Uebertragung in den menschlichen Erfahrungsraum verlangt und
damit Abstriche bei der Allgemeinheit der Gueltigkeit gemacht
werden muessen.
Man muss sich aber doch fragen lassen was damit gewonnen ist,
wenn man sich Atome wie ein Planetensystem vorstellt. Inwieweit
ist das hilfreich beim Verstaendnis atomarer oder molekularer
Prozesse? Mein Eindruck ist eher, dass es gerade wegen der sehr
beschraenkten Gueltigkeit kaum etwas zu erklaeren vermag.
> Daß in der Schule kein Experiment vorgeführt wird, das
> die Welleneigenschaften von Elektronen zeigt, ist verständlich: Nicht
> jede Schule verfügt über ein Elektronenmikroskop. Wenn man aber mal
> ein Elektronen-Beugungsbild gesehen hat (und nebenbei weiß, was
> Beugung ist), dann glaubt man schon, daß da etwas dran ist.
Sicher, in der Schule werden aber auch keine Atome vorgefuehrt
und Elektronen als Kugeln gezeigt, warum also das Modell benutzen?
Aus dem Missverstaendnis der Welle/Teilcheneigenschaften der
Elektronen resultiert letztlich ein Missverstaendnis der gesamten
Quantenmechanik. So entstehen letzlich Vorstellungen wie die,
dass dies eine Eigenschaft der Elektronen sei ohne zu bemerken,
dass dies eine Eigenschaft der Messmethode ist.
> Mit dem "Orbitalmodell in der Schule" sprichst Du ein sehr schwieriges
> didaktisches Problem an: Einerseits sind Atombau und Chemische Bindung
> etwas so grundlegendes und wichtiges, daß man sie im Schulunterricht
> unbedingt behandeln muß. Andererseits erfordert ein volles Verständnis
> des Orbitalmodells schon fundierte Kenntnisse in Quantenmechanik, und
> die haben nicht einmal das Gros der Chemielehrer. Man ist also leider
> gezwungen, einen mehr oder minder schlechten Kompromiß zu wählen und
> die Schüler mit dem Ergebnis zu konfrontieren, nämlich den
> Wahrscheinlichkeitsdichte-Plots, die man landläufig "Orbitale" nennt,
> obwohl das nicht richtig ist.
Zumindest kann man damit mehr erklaeren als mit Kugeln die um
Kugeln kreisen.
Aus vielen Diskussionen hier im Usenet ist mE zu ersehen, dass gerade
die Benutzung antiquierter und falscher Modelle dazu fuehrt, dass
Verstaendnisprobleme auftreten. Ein ganz besonderes Uebel, die
vielen Crackpots, entwickeln ihre eigenartigen Vorstellungen durchweg
auf der Basis dieser Vorstellungen - ein Grund mehr diese endlich
zu verwerfen.
Jürgen Clade
> [...]
> Aus vielen Diskussionen hier im Usenet ist mE zu ersehen, dass gerade
> die Benutzung antiquierter und falscher Modelle dazu fuehrt, dass
> Verstaendnisprobleme auftreten. Ein ganz besonderes Uebel, die
> vielen Crackpots, entwickeln ihre eigenartigen Vorstellungen durchweg
> auf der Basis dieser Vorstellungen - ein Grund mehr diese endlich
> zu verwerfen.
Ein Modell kann zwar antiquiert sein, ist aber niemals falsch. Zu
jedem Modell gehört nämlich dazu, daß man sich seiner Grenzen bewußt
ist. Das bedeutet, daß man beim Unterrichten eines bestimmten Modells
dazusagen muß, zu welchem Zweck es konzipiert wurde, d.h. welche
Experimente man damit erklären wollte (insofern ist Bohr zur Erklärung
der Hauptserien des Wasserstoffspektrums durchaus brauchbar). Gerade
das fehlt jenen Crackpots, die Du ansprichst, was m.E. daran liegt,
daß gerade dieser Punkt in den Schulen viel zu oft geschlabbert wird.
MfG,
Jürgen
Joerg Geiger
>> [...]
>> Aus vielen Diskussionen hier im Usenet ist mE zu ersehen, dass gerade
>> die Benutzung antiquierter und falscher Modelle dazu fuehrt, dass
>> Verstaendnisprobleme auftreten. Ein ganz besonderes Uebel, die
>> vielen Crackpots, entwickeln ihre eigenartigen Vorstellungen durchweg
>> auf der Basis dieser Vorstellungen - ein Grund mehr diese endlich
>> zu verwerfen.
> Ein Modell kann zwar antiquiert sein, ist aber niemals falsch.
Genaugenommen hast Du recht. Da das Modell nie vorgibt Realitaet
zu sein kann es auch nie falsch werden. Die zugrundeliegende
Theorie muss in sich immer widerspruchsfrei sein, sonst ist es keine.
> Zu
> jedem Modell gehört nämlich dazu, daß man sich seiner Grenzen bewußt
> ist.
Und der Praemissen. Wenn aber die Praemissen selbst nicht korrekt sind,
so wuerde ich die Theorie auch als falsch bezeichnen. Sie ist zwar -
unter Vorraussetzung ihrer Praemissen und im Rahmen ihrer Grenzen -
noch immer korrekt. Gleichwohl aber nutzlos, da sie keine Aussage
ueber die Realitaet machen kann.
ALs Beispiel sei hier etwa die Phlogistontheorie genannt.
> Das bedeutet, daß man beim Unterrichten eines bestimmten Modells
> dazusagen muß, zu welchem Zweck es konzipiert wurde, d.h. welche
> Experimente man damit erklären wollte (insofern ist Bohr zur Erklärung
> der Hauptserien des Wasserstoffspektrums durchaus brauchbar).
Das ist schon richtig, allerdings gibt es Theorien die das und noch
mehr erklaeren koennen und keine weit hergeholten Zusatzannahmen
(Bewegung von Ladungen ohne Energieverlust) benoetigen um wider-
spruchsfrei zu sein. Diese sind somit deutlich ueberlegen.
> Gerade
> das fehlt jenen Crackpots, die Du ansprichst, was m.E. daran liegt,
> daß gerade dieser Punkt in den Schulen viel zu oft geschlabbert wird.
Vielleicht weil es mancher Lehrer auch nicht besser weiss ...
Joerg Geiger
>>
>> Ein kurzes googeln hat leider auch nichts gebracht, so dass ich nicht
>> mal sagen koennte ob in der Schmelze NH_4^+/Cl^- alleine oder neben
>> NH_3/HCl vorliegt.
> Unter Druck scheint es eine Schmelze zu geben.
> Jetzt spekuliere ich mal: Schmelzen heißt, daß die thermischen
> Schwingungen der Atome mit hoher Wahrscheinlichkeit zum Überschreiten
> des Maximums der Kraftabstandskurve zweier benachbarter Atome kommt, so
> daß sich die Atome neue Nachbarn suchen. Ich kann mir gut vorstellen,
> daß die Wahrscheinlichkeit des Bruchs einer Cl-H-Bindung größer als die
> einer N-H-Bindung ist.
Nicht zu vergessen, dass wir es hier nicht mit elektroneutralen
Molekuelen zu tun haben!
> Im vergröberten Modell würde das heißen: NH_4^+/Cl^-
Ganz so einfach wuerde ich es mir hier nicht machen. Du solltest
bedenken, dass wir hier ein Saeure/Base System vorliegen haben.
Die Gleichgewichtslage laesst sich aus den Enthalpien berechnen
wobei zu beruecksichtigen ist, dass NH_3 und HCl fluechtig sind.
Der Druck spielt somit bei der Gleichgewichtslage ebenfalls eine
Rolle. (Das hat doch bestimmt schon mal jemand untersucht, irgendwie
muss man doch PC-Diplomanden beschaeftigen ;-))
Michael Dahms
> > Schwingungen der Atome mit hoher Wahrscheinlichkeit zum Überschreiten
> > des Maximums der Kraftabstandskurve zweier benachbarter Atome kommt, so
> > daß sich die Atome neue Nachbarn suchen. Ich kann mir gut vorstellen,
> > daß die Wahrscheinlichkeit des Bruchs einer Cl-H-Bindung größer als die
> > einer N-H-Bindung ist.
>
> Nicht zu vergessen, dass wir es hier nicht mit elektroneutralen
> Molekuelen zu tun haben!
Es gibt im Festkörper und in der Flüssigkeit keine streng abgrenzbaren
Moleküle. Es hängt alles miteinander zusammen, die Valenzelektronen
haben gewisse Aufenthaltswahrscheinlichkeiten, und benachbarte Atome
haben bestimmte Wahrscheinlichkeiten des Platzwechsels. Auch in einer
Ammoniumchloridschmelze haben wir es mit einem Zwischending aus
Ionenbindung und kovalenter Bindung zu tun.
Michael Dahms
Joerg Geiger
> Joerg Geiger wrote:
>>
>> Michael Dahms <michae...@gkss.de> wrote:
>> >
>> > Jetzt spekuliere ich mal: Schmelzen heißt, daß die thermischen
>> > Schwingungen der Atome mit hoher Wahrscheinlichkeit zum Überschreiten
>> > des Maximums der Kraftabstandskurve zweier benachbarter Atome kommt, so
>> > daß sich die Atome neue Nachbarn suchen. Ich kann mir gut vorstellen,
>> > daß die Wahrscheinlichkeit des Bruchs einer Cl-H-Bindung größer als die
>> > einer N-H-Bindung ist.
>>
>> Nicht zu vergessen, dass wir es hier nicht mit elektroneutralen
>> Molekuelen zu tun haben!
> Es gibt im Festkörper und in der Flüssigkeit keine streng abgrenzbaren
> Moleküle.
Streng genommen, ja.
> Es hängt alles miteinander zusammen, die Valenzelektronen
> haben gewisse Aufenthaltswahrscheinlichkeiten, und benachbarte Atome
> haben bestimmte Wahrscheinlichkeiten des Platzwechsels.
Grundsaetzlich hast Du hier recht. Wenn man doch auch feststellen kann,
dass in einem Kristallgitter die Atome eines Molekuels deutlich geringeren
Abstand zueinander haben als zu benachbarten Molekuelen. Sicher gilt
auch hier wieder die Frage: wo ziehe ich hier die Grenze?
BTW: Sag mal, willst Du eine Grundsatzdiskussion vom Zaun brechen?
Recht geschieht mir, bin ich doch sonst auch so kleinlich.
> Auch in einer
> Ammoniumchloridschmelze haben wir es mit einem Zwischending aus
> Ionenbindung und kovalenter Bindung zu tun.
Ja, wobei NH_4F ein sicherlich noch besseres Beispiel waere, da
dort mW. die H-F-H- Abstaende gleich sind.
Michael Dahms
>
> Michael Dahms <michae...@gkss.de> wrote:
> >
> > Es hängt alles miteinander zusammen, die Valenzelektronen
> > haben gewisse Aufenthaltswahrscheinlichkeiten, und benachbarte Atome
> > haben bestimmte Wahrscheinlichkeiten des Platzwechsels.
>
> Grundsaetzlich hast Du hier recht. Wenn man doch auch feststellen kann,
> dass in einem Kristallgitter die Atome eines Molekuels deutlich geringeren
> Abstand zueinander haben als zu benachbarten Molekuelen. Sicher gilt
> auch hier wieder die Frage: wo ziehe ich hier die Grenze?
Von welchem Kristallgitter redest Du? In den Kristallgitern (z.B. NaCl)
, die ich kenne, gibt es keine Moleküle.
> BTW: Sag mal, willst Du eine Grundsatzdiskussion vom Zaun brechen?
Ja. Ich mag den sokratischen Dialog zum Lernen.
> > Auch in einer
> > Ammoniumchloridschmelze haben wir es mit einem Zwischending aus
> > Ionenbindung und kovalenter Bindung zu tun.
>
> Ja, wobei NH_4F ein sicherlich noch besseres Beispiel waere, da
> dort mW. die H-F-H- Abstaende gleich sind.
Und in festem NH_4Cl sind die H-Cl-H-Abstände unterschiedlich? Würde
mich wundern.
JFTR: Auch LiF ist nicht 100%ig ionisch.
Michael Dahms
Heiko Otterbach
> Joerg Geiger wrote:
>
>> Grundsaetzlich hast Du hier recht. Wenn man doch auch feststellen
>> kann, dass in einem Kristallgitter die Atome eines Molekuels
>> deutlich geringeren Abstand zueinander haben als zu benachbarten
>> Molekuelen. Sicher gilt auch hier wieder die Frage: wo ziehe ich
>> hier die Grenze?
>
> Von welchem Kristallgitter redest Du? In den Kristallgitern (z.B.
> NaCl) , die ich kenne, gibt es keine Moleküle.
Warscheinlich meint er nicht "Kristallgitter", sondern
"Kristallstruktur", welche ja auch von Molekülen im festen Zustand
gebildet werden.
Ein einfaches Beispiel wäre Wasser, im festen Zustand auch "Eis"
genannt. Hier liegen (zumindest in der uns aus der Natur bekannten
Form Eis-Phase Ih) auch weiterhin isolierte Wassermoleküle
nebeneinander vor. Eis Ih hat eine Struktur ähnlich dem ß-Tridymit
(ß-SiO_2), es gibt 4 Orientierungsmöglichkeiten von 2
Wassermolekülen zueinander, die statistisch vorkommen, weshalb die
hohe Symmetrie (RG: P6_3/mmc) erklärbar ist. BTW: es gibt noch etwa
10 weitere Eis-Phasen...
>> BTW: Sag mal, willst Du eine Grundsatzdiskussion vom Zaun
>> brechen?
>
> Ja. Ich mag den sokratischen Dialog zum Lernen.
:-)
> JFTR: Auch LiF ist nicht 100%ig ionisch.
Je nachdem, was man wie definiert... ;-)
Heiko
--
CPU & Mainboard FAQ: http://www.dch-faq.de/
"Arroganz, die Karikatur des Stolzes."
(E. v. Feuchtersleben, Aphorismen)
Michael Dahms
>
> Ein einfaches Beispiel wäre Wasser, im festen Zustand auch "Eis"
> genannt. Hier liegen (zumindest in der uns aus der Natur bekannten
> Form Eis-Phase Ih) auch weiterhin isolierte Wassermoleküle
> nebeneinander vor.
'Isoliert' gibt es im Festkörper nicht. Aber Du meinst wahrscheinlich,
daß jedes O-Atom _genau_ 2 H-Atome als nächste Nachbarn hat, oder? Jedes
H-Atom weiß also, zu welchem O es gehört?
Michael Dahms
Heiko Otterbach
> Heiko Otterbach wrote:
>
>> Ein einfaches Beispiel wäre Wasser, im festen Zustand auch "Eis"
>> genannt. Hier liegen (zumindest in der uns aus der Natur
>> bekannten Form Eis-Phase Ih) auch weiterhin isolierte
>> Wassermoleküle nebeneinander vor.
>
> 'Isoliert' gibt es im Festkörper nicht.
Natürlich zumindest nicht in dem Sinne, dass drumherum "nichts" ist,
aber das ist natürlich klar; oder müssen wir hier nochmal bei Adam
und Eva anfangen ;-)?
> Aber Du meinst wahrscheinlich, daß jedes O-Atom _genau_ 2 H-Atome
> als nächste Nachbarn hat, oder? Jedes H-Atom weiß also, zu welchem
> O es gehört?
So ist es. Wie gesagt, es gibt auch Eisphasen wo das nicht so ist,
die liegen aber in etwas exotischen Zustandsbereichen vor: Eis-Phase
VIII hat z.B. eine Dichte von 1.81g/cm³ und ist nur "stabil" unter
0°C und über 12kbar (bei -200°C) bis 20kbar (bei 0°C). Hier kann man
IIRC nicht mehr zwischen einzelnen, "isolierten" Molekülen
unterscheiden.
Heiko
--
CPU & Mainboard FAQ: http://www.dch-faq.de/
"Jeder Fehler erscheint unglaublich dumm, wenn andere ihn
begehen." (G. C. Lichtenberg)
Joerg Geiger
> Joerg Geiger wrote:
>>
>> Michael Dahms <michae...@gkss.de> wrote:
>> >
>> > Es hängt alles miteinander zusammen, die Valenzelektronen
>> > haben gewisse Aufenthaltswahrscheinlichkeiten, und benachbarte Atome
>> > haben bestimmte Wahrscheinlichkeiten des Platzwechsels.
>>
>> Grundsaetzlich hast Du hier recht. Wenn man doch auch feststellen kann,
>> dass in einem Kristallgitter die Atome eines Molekuels deutlich geringeren
>> Abstand zueinander haben als zu benachbarten Molekuelen. Sicher gilt
>> auch hier wieder die Frage: wo ziehe ich hier die Grenze?
> Von welchem Kristallgitter redest Du? In den Kristallgitern (z.B. NaCl)
> , die ich kenne, gibt es keine Moleküle.
Wie waere es mit Phenol, Na_2SO_4, H_2O, Na_2C_2O_4 ....
>> BTW: Sag mal, willst Du eine Grundsatzdiskussion vom Zaun brechen?
> Ja. Ich mag den sokratischen Dialog zum Lernen.
Das ist ein ganz nuetzlicher Ansatz, bis jetzt gab es aber noch
nicht viel Neues in der Diskussion - aber schaun wir mal.
>> > Auch in einer
>> > Ammoniumchloridschmelze haben wir es mit einem Zwischending aus
>> > Ionenbindung und kovalenter Bindung zu tun.
>>
>> Ja, wobei NH_4F ein sicherlich noch besseres Beispiel waere, da
>> dort mW. die H-F-H- Abstaende gleich sind.
> Und in festem NH_4Cl sind die H-Cl-H-Abstände unterschiedlich? Würde
> mich wundern.
Mich auch, da hatte ich mir selbst widersprochen. Wenn ein
hoher kovalenter Anteil vorlaege, waeren die H-X-H Abstaende
unterschiedlich, da sie es nicht sind ist wohl der kovalente
Anteil gering.
> JFTR: Auch LiF ist nicht 100%ig ionisch.
Ein gutes Beispiel gegen die "Elektronegativitaetshypothese".
Ich ging davon aus, dass das Thema "Elektronegativitaet und
ihre Aussagekraft" sich ohnehin erledigt hat.
Joerg Geiger
> Joerg Geiger wrote:
>>
>> Michael Dahms <michae...@gkss.de> wrote:
>> >
>> > Es hängt alles miteinander zusammen, die Valenzelektronen
>> > haben gewisse Aufenthaltswahrscheinlichkeiten, und benachbarte Atome
>> > haben bestimmte Wahrscheinlichkeiten des Platzwechsels.
>>
>> Grundsaetzlich hast Du hier recht. Wenn man doch auch feststellen kann,
>> dass in einem Kristallgitter die Atome eines Molekuels deutlich geringeren
>> Abstand zueinander haben als zu benachbarten Molekuelen. Sicher gilt
>> auch hier wieder die Frage: wo ziehe ich hier die Grenze?
> Von welchem Kristallgitter redest Du? In den Kristallgitern (z.B. NaCl)
> , die ich kenne, gibt es keine Moleküle.
Die Gitterplaetze eines Kristallgitters koennen nicht nur von
geladenen Atomen sondern auch von Molekuelionen oder gar un-
geladenen Molekuelen besetzt sein. Wie zum Beispiel im Falle
von Phenol, Na_2SO_4, H_2O, Na_2C_2O_4 ....
>> BTW: Sag mal, willst Du eine Grundsatzdiskussion vom Zaun brechen?
> Ja. Ich mag den sokratischen Dialog zum Lernen.
Das ist ein ganz nuetzlicher Ansatz, bis jetzt gab es aber noch
nicht viel Neues in der Diskussion - aber schaun wir mal.
>> > Auch in einer
>> > Ammoniumchloridschmelze haben wir es mit einem Zwischending aus
>> > Ionenbindung und kovalenter Bindung zu tun.
>>
>> Ja, wobei NH_4F ein sicherlich noch besseres Beispiel waere, da
>> dort mW. die H-F-H- Abstaende gleich sind.
> Und in festem NH_4Cl sind die H-Cl-H-Abstände unterschiedlich? Würde
> mich wundern.
Mich auch, da hatte ich mir selbst widersprochen. Wenn ein
hoher kovalenter Anteil vorlaege, waeren die H-X-H Abstaende
unterschiedlich, da sie es nicht sind ist wohl der kovalente
Anteil gering.
> JFTR: Auch LiF ist nicht 100%ig ionisch.
Ein gutes Beispiel gegen die "Elektronegativitaetshypothese".
Ich ging davon aus, dass das Thema "Elektronegativitaet und
ihre Aussagekraft" sich ohnehin erledigt hat.
Rolf Bombach
>
> ...... so dass der Lernende den Eindruck bekommen muss
> der Lehrende wisse es wohl auch nicht so genau und die
> Chemie als eine fragwuerdige Wissenschaft begreift -
Und was ist jetzt an diesem Eindruck verkehrt?
SCNR
--
mfg Rolf Bombach
Joerg Geiger
Mit dem Einwand hast Du gar nicht mal so unrecht. Manches
gemahnt doch an die guten alten Zeiten der Alchemie.
Rolf Bombach
>
> > Macht man aber nicht. Man betrachtet ein und dieselbe Bindung kontextabhängig.
>
> Wobei "man" einen engen Definitionsbereich hat. Es wird gerne - auch im
> Studium noch - nach einer klassifizierenden Einteilung gefragt. Etwa in
> der Art: Welche der folgenden Verbindungen ist ionisch/kovalent ...
> Dass eine solche Einteilung willkuerlich sein muss ist hier sicher jedem
> bewusst, gelichwohl muss der Schueler/Student eine Antwort dazu liefern.
> Erfahrungsgemaess lassen sich Pruefer selten auf Diskussionen ueber
> ihre Fragestellung ein.
Die Frage ist auch, was eigentlich geprüft wird. Bei der Chemie-
prüfung für Mediziner in Basel etwa beschleicht mich das Gefühl,
dass dort geprüft wird, ob man in der Vorlesung war (und nicht
etwa das Wissen heimlich aus Büchern erworben hat). Das endet
dann in Fragen wie: Ordnen sie nach *Polarität* folgende Substanzen:
Methan, CCl4, Benzol, ...
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mfg Rolf Bombach