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1 Aufbau der Materie 2 Trennverfahren für Stoffgemenge 3 Grundgesetze der Chemie 4 Atomaufbau 5 Periodensystem 6 Elektrochemie 7 Säuren-Basen 8 Chemische.

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1 1 Aufbau der Materie 2 Trennverfahren für Stoffgemenge 3 Grundgesetze der Chemie 4 Atomaufbau 5 Periodensystem 6 Elektrochemie 7 Säuren-Basen 8 Chemische Bindungen 8.1 Kovalente Bindung (Elektronenpaar-Bindung) 8.2 Ionenbindung (Salz-Bindung) 8.3 Metallbindung 8.4 Koordinative Bindung (Komplex-Bindung) 8.5 Bindungen und Eigenschaften 8.6 Mehrfachbindungen A.Allgemeine Chemie

2 Grundtypen der Bindung

3 Grundtypen chemischer Bindung

4 Oktettregel

5 A.8.1. Atombindung

6 A.8.1 Atombindung

7 Atome teilen sich gemeinsam Elektronenpaare Edelgaskonfiguration erreicht: Elektronenpaarbindung Bindungselektronen Teil beider Elektronenhüllen: gemeinsames Molekülorbital, das Atome umgibt. Keine Ladungsverschiebung - unpolare Bindung! Atombindungen sind typisch für Nichtmetallatome! Kovalente Bindungen bei Elementverbindungen: H 2, O 2 N 2 oder Cl 2. Atombindung zwischen Elementen mit ähnlichem chemischen Charakter: CO 2, H 2 O oder C n H 2n+2. Anzahl der Außenelektronen = möglichen Bindungen: z.B. C – 4 Außenelektronen – 4 Bindungen

8 Valenz (Zahl der Bindungen)

9 Atombindung auch: kovalente Bindung, Elektronenpaar-Bindung Einfach besetzte Atomorbitale überlappen zu gemeinsamen Molekülorbitalen: Zwei Atome haben mindestens ein gemeinsames Elektronenpaar! Bindende Elektronenpaare wichtig für Anzahl der Bindungen Valenzelektronen ohne Bindung: nichtbindende, freie Elektronenpaare Bindungslänge: mittlerer Abstand zwischen den Atomkernen Bindungsenergie: Energie, die bei Bildung der Bindung entsteht

10 Polarisierte Atombindungen stark elektronegative Elemente ziehen das Elektron des Bindungspartners stärker zu sich heran leichte Asymmetrie der Ladungsverteilung Atom des stärker elektronegativen Elements erhält eine negative Teilladung: Teilladungen stets kleiner als die Ladungen von Ionen. Beispiel: Fluorwasserstoff –Valenzelektron von Wasserstoff stärker von Fluor angezogen –Wasserstoff erhält eine positive Partialladung –Fluor erhält negative Partialladung –Molekül ist ein elektrischer Dipol auch Wasser ist ein Dipol-Molekül

11 Elektronegativität

12 Elektronegativität nach Pauli nimmt mit der Gruppennummer stark zu (Metall Nichtmetall) nimmt mit der Periodennummer ab (oben unten!) Elektronegativität: Metalle: 2,0, Halbmetalle ca. 2,0

13

14 Chemische Bindung

15 A.8.2 Ionenbindung

16 Ionenbindung endothermexotherm

17 A.8.2 Ionenbindung: Energie in Ionenbindungen Ladungsverschiebung: Übergang von Elektronen des elektropositiveren Atoms auf das elektronegativere Atom Elektrische Anziehung entgegengesetzter Ladungen (Ionen) Edelgaskonfiguration / elektrisch neutrales Molekül! typisch für Salze: Verbindungen aus –elektropositiven Metallen und –elektronegativen Nichtmetallen. Bildung positiver IonenIonisierungsenergie Bildung negativer IonenEnergie frei Bildung von Ionengittern:viel Gitterenergie frei! –elektrostatische Anziehungskräfte im Gitter: Coulomb'sche Kräfte bzw. Gitterenergie –nach allen Seiten gleichmäßig –Typische Kristallgitter-Anordnung für einzelne Salze

18 Ionenbindung Nichtmetall Metall

19 Ionenbindung

20 Atomradien - Atomgitter

21 Ionenbindung - Eigenschaften Bildung stark exotherm (Energie wird frei!) hoher Schmelzpunkt durch Gitterenergie! in Wasser nicht stabil – Hydrathülle: Stromleitung in Wasser Keine mechanische Bearbeitung – spröde Schichten (elektrische Abstoßung) als wasserfreie Salze nicht elektrisch leitend gute Leiter als Lösungen bzw. Schmelzen!

22 Namen von gebräuchlichen Ionen Na + Natrium-IonF-F- FluoridClO - Hypochlorit Mg 2+ Magnesium-IonCl - ChloridClO 3 - Chlorat Cu + Kupfer(I)-IonBr - BromidClO 4 - Perchlorat Cu 2+ Kupfer(II)-IonI-I- JodidSO 3 2- Sulfit NH 4 + Ammonium-IonO 2- OxidSO 4 2- Sulfat O2-O2- PeroxidNO 2 - Nitrit OH - HydroxidNO 3 - Nitrat N2-NitridCO 3 2- Carbonat S 2- SulfidPO 4 3- Phosphat CN - CyanidMnO 4 - Permanganat

23 A.8.3 Metallbindung

24 Metalle und deren Legierungen: –hohe Leitfähigkeit für Wärme und Elektrizität –Metalle sind dehn- und verformbar –typischer Metallglanz –können relativ leicht Elektronen abgeben Ionisierungsenergie ist also gering –Überwiegende Zahl der Elemente sind Metalle! Metallgitter wird von positiv geladenen Atomrümpfen gebildet - feste Gitterpunkte der Kristallstruktur Elektronen sind demgegenüber frei beweglich und bilden eine Art Elektronengas. Metallbindungen werden durch stark delokalisierte (mehr oder weniger zwischen Atomrümpfen freibewegliche) Valenzelektronen zusammengehalten Bindung durch elektrostatische Wechselwirkungen zwischen den negativ geladenen Elektronen und den positiv geladenen Atomrümpfen

25 Stromleitung in Metallen

26 Metallbindung Bindungskräfte im Metallgitter wirken auf alle Atomrümpfe gleich stark. Atomrümpfe schwingen um die Gitterpunkte: durch Wärmezufuhr verstärkte Schwingungen bis Metallgitter zerfällt.

27 Metallgitter Drei Gitterstrukturen für die meisten Metalle: 1.dem kubisch-raumzentrierten Gitter: Jedem Atomrumpf sind acht andere benachbart! 2.der kubisch-dichtesten Gitterpackung: Jedem Atomrumpf sind zwölf andere benachbart! 3.der hexagonal-dichtesten Kugelpackung: Jedem Atomrumpf sind zwölf andere benachbart!

28 Metallbindung Metalle bestehen aus kleinen Kristallen. In diesen sind die Atomrümpfe periodisch angeordnet, die Aussenelektronen sind frei beweglich. Sie bilden ein Elektronengas.

29 Metallbindung - 2 frei bewegliche Elektronen zwischen Atomrümpfen: Elektronengas Legierungen: Mischungen verschiedener Metalle (Schmelzen und Abkühlen) Metalle, Übergangsmetalle, Halbmetalle

30 A.8.4 Komplexbindung Komplexbindungen (Koordinationsbindung): –Färbung von Textilien –Metallurgie –Elektrochemie –Biochemie, etc. –1893 Alfred Werner (CH): Untersuchungen! Bindung höherer Ordnung: zusammengesetzte, kompliziert gebaute Moleküle. Komplexmoleküle durch koordinative Bindungen oder elektrostatische Wechselwirkungen zusammengehalten. In Wasser ph-Wert-abhängig stabil!

31 Komplexbindung Zentralatom mit angelagerten Molekülen (Liganden): nichtmetallische Zentralatome: S, B, Cl bindendes Elektronenpaar vom Zentralatom Metallische Zentralatome: Cu, Fe, Co –bindendes Elektronenpaar von den Liganden CN -, H 2 O, NH 3, Cl - –Nebengruppenelementen erfüllen die 18-Elektronen-Regel: Übergangselemente vor Edelgas versuchen durch Aufnahme von Elektronen bei der Komplexbildung die abgeschlossene 18er-Gruppierung (Oktadezett d 10 s 2 p 6 ) zu erreichen –Einlagerung von Elektronenpaaren in freien d-Orbitalen! Elektronenkonfiguration3d 4s4p x 4p y 4p z Fe 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Fe 3+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 [Fe II (CN) 6 ] 4- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 [Fe III (CN) 6 ] 3- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

32 Chelat-Komplexe Mehrzähnige Metallkomplexe (ein-, zwei-, mehrzähnig) –Beispiel: EDTA – Waschmittel –Oxalat-Ion –Carbonat-Ion –Häm (Farbstoff des Hämoglobins) –Chlorophyll Einzähnige Komplexverbindungen der Übergangsmetalle farbig: [Co(NH 3 ) 6 ] 3+ gelboktaedrisch [Co(NH 3 ) 5 (H 2 O)] 3+ rosa [Co(NH 3 ) 5 Cl] 2+ violett [Cu(NH 3 ) 4 ]Cl 2 berlinerblau [Ag(NH 3 ) 2 ] + lineare Anordnung [Cd(NH 3 ) 4 ] + tetraedrisch [Pt(NH 3 ) 4 ] + quadratisch-planar

33 A.8.5 Bindungen- Eigenschaften Atombindung: –Stabil –Bindungslänge fix! –bei der Bildung wird Energie frei –Elektronegativität - Polarisierung Ionenbindung: –Stark exotherm (Energie wird frei!) –Stromleitung in Wasser –Hoher Schmelzpunkt –In Wasser nicht stabil –Schichten (spröde) –Als Salze nicht leitbar!

34 A.8.5 Bindungen- Eigenschaften Komplexbindung: –Elektrische Anziehung –In Wasser stabil/ph-Wert abhängig Metallbindung: –Metallgitter –Kationen an Gitterpunkten –Elektronenwolke –Wärmeleitfähigkeit –Walzbarkeit / Zugfestigkeit

35 A.8.5 Bindung / Eigenschaften StrukturElementeBeispieleBindungsartEigenschaften Ionenkristall Verbindungen aus Metallen und Nichtmetallen Salze wie NaCl elektrostatische Anziehung Ionenbindung hart, elektrisch leitfähig in Lösung u. Schmelze, hohe T m Molekül, unsymmetrisch unterschiedliche Nichtmetalle HCl, SO 2, NH 3, H 2 O Atombindung, polar, van der Waalsvan der Waals Dipole, niedrige T m,, Nichtleiter Molekül, symmetrisch Nichtmetalle Element- moleküle; CH 4, PCl 5 kovalentNichtleiter, niedrige T m MolekülgitterNichtmetalleC, SiO 2 kovalenthart, sehr hohe T m Metallgitter Metalle, links der Diagonale im PSE, Übergangselemente Metalle Legierung Metallbindung Elektronengas elektr. leitfähig, hohe T m

36 Grundtypen der Bindung

37 A Intermolekulare Bindungskräfte: Dipolkräfte

38 A Intermolekulare Bindungskräfte: Wasserstoffbrückenbindungen

39 A Intermolekulare Bindungskräfte: Induktionskräfte

40 A.8.6. Intermolekulare Bindungskräfte: Dispersionskräfte

41 A.8.7. Intramolekulare Wechselwirkungen Intramolekulare Wechselwirkungen sind ATOM-ATOM-Wechselwirkungen: van der Waals-Kräfte: 2-max. 60 kJ/mol!

42 A.8.7. Intramolekulare Wechselwirkungen

43 A.8.8. Molekülorbitale Analog dem Modell der Atomorbitale Entstehung einer Atom-Bindung: –zwei Atome rücken räumlich aufeinander zu –Orbital mit einem ungepaarten Elektron des einen Atoms –überlappt sich zunehmend mit –Orbital mit einem ungepaarten Elektron des anderen Atoms –zwei Atomorbitale verschmelzen zu gemeinsamen Molekülorbital Molekülorbital: –mathematisch eine Wellenfunktion –gleiche Gesetzmässigkeiten wie für Atomorbitale: Pauli-Prinzip –Molekül-Orbitale unterschiedlicher Energieniveaus –Bezeichnung der Molekülorbitale mit σ, π, δ

44 Molekülorbitale 2s und 2p x Atomorbitale ergeben σ-Molekülorbitale 2p y und 2p z Atomorbitale ergeben π –Molekülorbitale eine Knotenebene σ- Bindungen oder π- Bindungen H1sH-H(σ1s) 2 N1s 2 2s 2 2p 3 NN1s 2 (σ2s) 2 (σ2p x ) 2 (π2p y ) 2 (π2p z ) 2

45 A.8.8 Mehrfachbindungen

46 Hybridisierung

47 C-C-Einfachbindung

48 sp 2 -Hybridorbitale

49 C=C-Doppelbindung

50 σ- und -Bindungen

51 C-C-Bindungen


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