Bindungen, Mischbarkeiten und Löslichkeiten 18 UE Präsenz - Selbststudium 1,5 ECTS

Überblick Chemische Bindungen Modelle der chemischen Bindung Intermolekulare Wechselwirkungen Mischbarkeiten und Löslichkeiten Praktische Beispiele Selbststudium

Literatur Titel: Chemie Autoren: Ulrich Müller Verlag: Thieme, 12. Auflage (Oktober 2015) Internet: http://www.chemieunterricht.de http://www.chemgapedia.de Kompetenzmodell zu den Bildungsstandards für NAWI 8. Schulstufe https://www.bifie.at/node/1472

1.Chemische Bindungen Was sind „Chemische Bindungen“? Welche Teilchen können sich verbinden? Welche größeren Einheiten können gebildet werden? Kräfte, die einzelne Teilchen zu größeren Einheiten verbinden. Einzelne Atome oder Ionen. Atomgitter, Metallgitter, Moleküle, Salze

2. Modelle der chemischen Bindung Ein brauchbares Modell der chemischen Bindung soll die Eigenschaften von Stoffen erklären können. Gemeinsames Prinzip: Es wird ein Zustand des Energieminimums angestrebt.

2.1 Grundlagen der Modelle Prinzip vom Energieminimum Edelgasregel Ionisierungsenergie Elektronenaffinität Elektronegativität Prinzip vom Energieminimum: Stabile Bindungen führen zu energieärmeren Zuständen Veränderungen in der Elektronenhülle treten auf

2.1 Grundlagen der Modelle Edelgasregel: He Ne Ar Kr Xe Rn 1s2 2s22p6 3s23p6 4s24p6 5s25p6 6s26p6 Die Elektronenkonfiguration derEdelgase entspricht einem Energieminimum. Edelgasregel: Atome verbinden sich so, dass ihre Elektronenkonfiguration jener der Edelgase entspricht.

2.1 Grundlagen der Modelle Ein Spezialfall zur Edelgasregel ist die Oktettregel: Atome verbinden sich so, dass sie 8 VE erreichen. Für die Elemente C, N, O, F gilt die Oktettregel ausnahmslos. Die Oktettregel gilt nie für: H, Li, Be, B

2.1 Grundlagen der Modelle Ionisierungsenergie: A(g) A+(g) + e- Für Schüler lässt sich der Schalenaufbau nach dem Bohr‘schen Atommodell gut verfolgen. Die Sprünge innerhalb einer Periode lassen sich mit dem Bohr‘schen Atommodell nicht mehr erklären. Die Sprünge sind mit dem Orbitalmodell erklärbar.

2.1 Grundlagen der Modelle 2. Ionisierungsenergie: A+(g) A2+(g) + e- 3. Ionisierungsenergie: A2+(g) A3+(g) + e- Bsp.: Na: 1. IE = +496 kJ/mol 2. IE = +4563 kJ/mol Mg: 1. IE = +738 kJ/mol 2. IE = +1450 kJ/mol 3. IE = 7731kJ/mol Ionen mit höherer Ladung als +3 sind sehr selten.

2.1 Grundlagen der Modelle Elektronenaffinität: 1. Elektronenaffinität: A(g) + e- A-(g) 2. Elektronenaffinität A-(g) + e- A2-(g) Allgemeiner Trend: Je weiter rechts im PSE desto größer ist die Tendenz zur Elektronenaufnahme.

2.1 Grundlagen der Modelle Elektronegativität: Ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms in einem Molekül, Elektronen an sich zu ziehen. Allgemeiner Trend: Die EN nimmt im PSE von links nach rechts zu und von oben nach unten ab. Für die (meisten) Edelgase existieren keine Elektronegativitätswerte. Die EN ist ähnlich wie die Edelgasregel ein sehr nützliches, qualitatives Konzept. Die EN kann nicht direkt gemessen werden. Die angegebenen Werte sind Vergleichswerte.

2.2 Das Ionenbindungsmodell Kationen und Anionen bilden ein durch elektrostatische Kräfte stabilisiertes Ionengitter. Die nächsten Nachbarn eines Ions sind immer entgegengesetzt geladen. Insgesamt überwiegen daher für jedes Ion die anziehenden Kräfte.

2.2 Das Ionenbindungsmodell Bei der Bildung eines Ionengitters wird Energie frei. Na+(g) + Cl(g) 1. EA von Cl 1. IE von Na Na+(g) + Cl-(g) Na(g) + Cl(g) ∆HDiss Na(g) + ½ Cl2(g) Gitterenergie ∆HG Hinweis auf das Prinzip vom Energieminimum – energetische Betrachtung IE‘s sind immer größer als Ea‘s. Daher ist erst die Gitterenergie der entscheidende Faktor, der zu einer stabilen Verbindung führt. ∆HSub Na(s) + ½ Cl2(g) Gesamtenergieänderung NaCl(s) Die Gitterenergie wird frei, wenn sich weit voneinander entfernte Ionen aufgrund ihrer elektrostatischen Anziehung zu einem Ionengitter zusammenfügen.

2.2 Das Ionenbindungsmodell Die meisten Ionen aus Elementen der Hauptgruppenelemente erreichen die Edelgaskonfiguration. Na Na+ 1s22s22p63s1 1s22s22p6 O O2- 1s22s22p4 1s22s22p6 Edelgasregel - Oktettregel „Edelgaskonfiguration“ Mg Mg2+ 1s22s22p63s2 1s22s22p6 F F- 1s22s22p5 1s22s22p6

2.2 Das Ionenbindungsmodell Manche Elemente bilden Ionen, bei denen sie die Edelgaskonfiguration nicht erreichen. Hg6- [Xe]5d106s26p6 d10-Ionen Bsp.: Hg [Xe]5d106s2 Hg2+ [Xe]5d10 Hg12+ [Xe] d10-Ionen: Zn2+, Cd2+, Hg2+, Ga3+, In3+, Tl3+, Cu+, Ag+, Au+

2.2 Das Ionenbindungsmodell Warum bilden die schweren Elemente in den Gruppen 13-15 von der Edelgasregel abweichende Ionen? d10s2-Ionen Pb2+ [Xe]5d106s2 Pb14+ [Xe] Pb4- [Xe]5d106s26p6 Bsp: Pb [Xe]5d106s26p2 Interessierte, gewiefte Schüler finden im Internet Verbindungen wie PbCl2 oder SnO und fragen wie das möglich ist. Es sollte ja entsprechend der Edelgasregel nur PbCl4 oder SnO2 geben. Auch hier müssten zum Erreichen der Edelgaskonfiguration viele e- aufgenommen oder abgegeben werden. Auch die Stabilität der d10s2-Ionen erklärt sich einerseits durch die voll gefüllten Orbitale in den Ionen und andererseits durch ein entsprechendes Verhältnis von IE zu GE. d10s2-Ionen: Ga+, In+, Tl+, Ge2+, Sn2+, Pb2+, As3+, Sb3+, Bi3+

2.2 Das Ionenbindungsmodell Die schweren Elemente der 13.Gruppe Gallium Ga, Indium In und Thallium Tl bilden M+ und M3+ -Ionen. Tl+ [Xe]5d106s2 oder Tl3+ [Xe]5d10 Tl13+ [Xe] Tl5- [Xe]5d106s26p6 Bsp: Tl [Xe]5d106s26p1 d10s2-Ion d10-Ion

2.2 Das Ionenbindungsmodell Viele Nebengruppenelemente können Ionen mit unterschiedlichen Ladungen bilden. Fe2+ [Ar]3d64s0 Bsp: Fe [Ar]3d64s2 In erster Linie werden die s-Elektronen abgegeben. Es können aber auch d-Elektronen abgegeben werden. Was im einzelnen Fall geschieht hängt von mehreren Faktoren ab. Vor allem Verhältnis  Ionisierungsenergie / Gitterenergie  Ladung der Ionen  Größe der Ionen Fe3+ [Ar]3d74s0

2.2 Das Ionenbindungsmodell Na+(g) + Cl(g) 1. EA von Cl 1. IE von Na Na+(g) + Cl-(g) Na(g) + Cl(g) ∆HDiss Na(g) + ½ Cl2(g) Gitterenergie ∆HG ∆HSub Na(s) + ½ Cl2(g) Gesamtenergieänderung NaCl(s) Die Verhältnisse der einzelnen Energiebeträge für verschieden geladene Ionen eines Elements lassen für die Gesamtenergie die Bildung verschiedener Ionen zu. Es existieren auch Verbindungen mit unterschiedlich geladenen Ionen eines Elements. Die Gitterenergie hängt wesentlich von der Ladung und der Größe der Ionen ab.  

2.2 Das Ionenbindungsmodell Faustregel: Ionenbindungen entstehen, wenn Metalle mit Nichtmetallen reagieren. Na(s) + Cl(g) Na+ + Cl - Na • + Cl • Na+ + Cl - Elektronen werden vollständig von einem Element auf das andere Element übertragen. Rest Selbststudium

2.2 Das Ionenbindungsmodell Zusammenfassung: Eine Ionenbindung bildet sich zwischen Metallen und Nichtmetallen. Ionen bilden und verbinden sich oft derart, dass sie eine Edelgaselektronenkonfiguration erreichen. (Prinzip vom Energieminimum) Die maßgebenden Energiebeträge bei der Bildung von Salzen sind die Ionisierungsenergie, die Elektronenaffinität und die Gitterenergie. Die Gitterenergie wird von der Ladung und der Größe der Ionen bestimmt. Schwere Elemente der Gruppen 13 – 15 und Nebengruppenelemente können Ionen mit verschiedenen Ladungen bilden.

2.2 Das Ionenbindungsmodell Nomenklatur von Salzen Allgemein: Sowohl in Formeln als auch in Namen werden zuerst die Kationen genannt. Ionen die mit verschiedenen Ladungen auftreten werden in den Namen durch römische Zahlen in Klammer hinter dem Namen des Ions benannt. Rest Selbststudium Fe2O3 Eisen(III)-oxid

2.2 Das Ionenbindungsmodell Eigenschaften von Salzen: Salze sind bei RT fest Salze sind spröde Salzschmelzen und Salzlösungen sind elektrische Leiter   Rest Selbststudium

2.2 Das Ionenbindungsmodell Didaktik und Methodik: Didaktik: Das Teilchenmodell der Materie ist der Leitgedanke. Außerdem wird die Idee vom Energieminimum eingeführt. Teilchen verbinden (verändern) sich, weil sie dadurch energieärmere Zustände erreichen können. Methodik: Lehrervortrag, Demonstrationsversuche, Schülerversuche Rest Selbststudium

2.2 Das Ionenbindungsmodell Experimente zum Ionenbindungsmodell Salzlösungen herstellen gesättigt, ungesättigt Leitfähigkeitsmessungen (Graphitstifte Taschenlampenglühbirne) Fällungsreaktionen (Petrischalen – Becher bzw. Biergläser) Temperaturabhängigkeit der Löslichkeit von Salzen Energieumsatz beim Lösen (Ammoniumnitrat bzw. CaCl2 + Wasser) Lösen in nichtwässrigen LM (Speiseöl, Benzin) Beweglichkeit gelöster Ionen Rest Selbststudium

2.3 Das Atombindungsmodell Synonyme: Kovalente Bindung, Elektronenpaarbindung, homöopolare Bindung Bohr‘sches Atommodell  nur bedingt geeignet. Orbitalmodell  kann alle Aspekte der Atombindung erklären. Faustregel: Atombindungen bilden sich zwischen Nichtmetallatomen aus. Aus didaktischer Sicht, ist der Ausdruck „Elektronenpaarbindung“ am günstigsten. Elektronenpaare zwischen 2 Atomen bewirken den Zusammenhalt der Atome. Trotzdem findet man in der Fachliteratur den Terminus Atombindung häufiger. Zur Erklärung der Atombindung ist das Bohr‘sche Atommodell unzureichend. Nachdem Schüler in der Unterstufe kein besseres Modell kennen, kann die Atombindung nur sehr vereinfacht behandelt werden. Für ein tieferes Verständnis der Atombindung ist das Orbitalmodell der e—Hülle geeignet. Mit diesem Modell lassen sich sämtliche Aspekte der Atombindung erklären. Nichtmetalle haben die Tendenz e- anzuziehen. Daher kann es bei der Bildung einer Atombindung zu keiner Übertragung der e- kommen, wie es bei der Ionenbindung der Fall ist. Stattdessen werden die Valenzelektronen der Nichtmetalle gemeinsam genutzt um eine chemische Bindung zu ermöglichen.

2.3 Das Atombindungsmodell Das Atombindungsmodell auf der Basis des Orbitalmodells der Elektronenhülle: 1s-Atomorbitale von H Molekülorbital von H2 E Durch Überlappen von Atomorbitalen entstehen Molekülorbitale. Diese bilden einen Raum für Elektronen über 2 oder mehr Atome. Für die Besetzung der Molekülorbitale gelten die selben Regeln wie für Atomorbitale. max. 2 e- mit entgegengesetztem Spin pro Orbital. Die Aufenthaltswahrscheinlichkeit der e- ist zwischen den beiden Kernen am größten.  Bindende Wirkung. Bindungsenergie ∆E rB r

2.3 Das Atombindungsmodell Das Atombindungsmodell auf der Basis des Orbitalmodells der Elektronenhülle: 1s-Atomorbitale Molekülorbital H H H • + • H Wasserstoff erreicht die e- Konfiguration von He Valenzstrichformel = „Lewis“-Formel

2.3 Das Atombindungsmodell Weitere Beispiele für Valenzstrichformeln O 2s2 2px2 2py1 2pz1 N 2s2 2px1 2py1 2pz1 N2 CH4 H20 H2CO H2S SiH4 CO2 C2H4 C2H2 O O O O O2 Bei allen Beispielen ist die Edelgasregel erfüllt. H N H H NH3

2.3 Das Atombindungsmodell Mesomerie S O S O Mesomere Grenzformeln Valenzstrichformeln sind einfach und anschaulich. Es können nicht alle bekannten Moleküle mit einer einfachen Valenzstrichformel dargestellt werden. Bsp.: Ozon oder SO2. Spektroskopische Untersuchungen zeigen, dass beide O-Atome gleichwertig gebunden sind. Die tatsächlichen Bindungsverhältnisse entsprechen keiner der dargestellten „Grenzformeln“ sondern liegen für jedes O-Atom zwischen einer Einfach und Doppelbindung. Solche Moleküle lassen sich nur durch „mesomere Grenzformlen“ darstellen. Die tatsächliche Struktur ist ein „Mittelwert der mesomeren Grenzformeln“. Eine alternative Darstellung ist die untere Schreibweise. Die gestrichelt dargestellte Linie symbolisiert 2 e-, die sich über alle 3 Atome verteilt aufhalten können. S O Delokalisierte Elektronen

2.3 Das Atombindungsmodell 2- O O O C C C O O O O O O Die 3 O-Atome sind gleichwertig an C gebunden. Jedes O-Atom ist zu 1 1/3 an C gebunden. Mesomere Grenzformeln des Carbonat-Ions

2.3 Das Atombindungsmodell 2- O Delokalisierte Elektronen C O O Die 3 O-Atome sind gleichwertig an C gebunden. Jedes O-Atom ist zu 1 1/3 an C gebunden. C: 3 + 3 x 1/3 = 4 Bindungen

2.3 Das Atombindungsmodell Mesomerie Nitrosylchlorid NOCl Nitrit-Ion NO2- Salpetersäure HNO3 N Cl O N O N O H

2.3 Das Atombindungsmodell VSEPR-Theorie zur Voraussage der Molekülstruktur VSEPR = Valence Shell Electron Pair Repulsion 180° Bei Molekülen mit mehr als 2 Atomen (siehe NH3) spielt der räumliche Bau = Struktur der Moleküle eine wichtige Rolle für die Eigenschaften von Molekülen. Die Struktur einfacher Moleküle mit einem Zentralatom, das von wenigen Atomen bzw. kleinen Atomgruppen umgeben ist, kann mit der VSEPR-Theorie vorhergesagt werden. Die VSEPR-Theorie geht von der gegenseitigen Abstoßung der Valenzelektronenpaare in den Orbitalen aus. Durch diese Abstoßung nehmen die an ein Zentralatom gebundenen Atome möglichst große Abstände auf einer virtuellen Kugeloberfläche voneinander ein. Daraus ergeben sich je nach Anzahl der Elektronenpaare typische Strukturen der Moleküle. 120° 120° 120°

2.3 Das Atombindungsmodell VSEPR-Theorie zur Voraussage der Molekülstruktur 115° 122,5° 109,5° 111° 107° Freie Elektronenpaare E üben auf ihre Nachbarn eine etwas stärkere Abstoßung aus als bindende e- paare. Daher sind im SO2 und im NH3 die markierten Winkel kleiner als im CH4. Die Struktur einfacher Moleküle mit einem Zentralatom, das von wenigen Atomen bzw. kleinen Atomgruppen umgeben ist, kann mit der VSEPR-Theorie vorhergesagt werden. S O H N H H CH4

2.3 Das Atombindungsmodell VSEPR-Theorie zur Voraussage der Molekülstruktur SF4 173° 124° 102° 104° Nichtbindende e—Paare üben eine stärkere Abstoßung auf bindende e—Paare aus. Die Folge ist ein kleinerer Bindungswinkel als der Tetraederwinkel von 109,47°. O H

2.3 Das Atombindungsmodell Das Atombindungsmodell auf der Basis des Orbitalmodells der Elektronenhülle: 1s-Atomorbitale Molekülorbital H H H • + • H Ein Molekülorbital entsteht durch Überlappung 2er AO‘s Valenzstrichformel = „Lewis“-Formel

2.3 Das Atombindungsmodell Molekülorbitale: MO‘s entstehen durch Überlappung von AO‘s. σ –Orbital π -Orbital Nichtbindende e—Paare üben eine stärkere Abstoßung auf bindende e—Paare aus. Die Folge ist ein kleinerer Bindungswinkel als der Tetraederwinkel von 109,47°.

2.3 Das Atombindungsmodell Molekülorbitale – Delokalisierung von Elektronen Bei entsprechender räumlicher Anordnung der Atomorbitale kann sich ein Molekülorbital über mehrere Atome erstrecken. 6 p-Orbitale bilden ein ringförmiges π -Orbital Die 6 e- können sich in dem ringförmigen Orbital aufhalten und sind nicht mehr an einem bestimmten Atom lokalisiert. Die e- sind delokalisiert. Eine Delokalisierung von Elektronen führt immer zu einer energetischen Stabilisierung. σ - Bindungen

2.3 Das Atombindungsmodell Molekülorbitale – Delokalisierung von Elektronen 2- O C O O

2.3 Das Atombindungsmodell Polare Atombindungen: + Reine Ionenbindung _ + _ Verzerrte Ionen δ+ δ- Polare Atombindung • Reine Atombindung

2.3 Das Atombindungsmodell Polarisierbarkeit der Ionen: _ + Kationen: kleine oder stark geladene Ionen erhöhen die Tendenz zur Ausbildung von Atombindungen Anionen: große stark geladene Ionen sind leicht polarisierbar Kationen: K+, Ca2+, Sc3+, Ti4+ KCl ionisch – TiCl4 kovalent Kationen wirken polarisierend auf Anionen. Umgekehrt weniger der Fall da Kationen kleiner sind als Anionen. In SnCl4, PbCl4, SbCl5 , BiF5 überwiegend kovalent.

2.3 Das Atombindungsmodell Elektronegativität: Ein halbquantitatives Maß für die Tendenz von Atomen Elektronen in Molekülen anzuziehen. Physikalisch nicht exakt, aber für die Praxis sehr nützlich. H: 2,2 F: 4,0 Cs: 0,8

2.3 Das Atombindungsmodell Hybridorbitale: Elektronenkonfiguration von C-Atomen im Grundzustand: 1s22s22p2 sp3 - Hybridorbitale E E Anregung

2.3 Das Metallbindungsmodell Charakteristische Eigenschaften der Metalle: Elektrische Leitfähigkeit Wäremeleitfähigkeit Glanz Duktilität Geringe Ionisierungsenergie  bilden Kationen Oxide und Hydroxide reagieren basisch

2.3 Das Metallbindungsmodell Einfachstes Modell:

2.3 Das Metallbindungsmodell Bändertheorie: Halbbesetztes Valenzband E 2s „Band“ Die Anzahl der Molekülorbitale = Atomorbitale. Ergebnis aus der Quantentheorie. Band = viele sehr eng beieinanderliegender Energieniveaus. 1 2 3 4 N

2.3 Das Metallbindungsmodell Bändertheorie: E Beispiel: Beryllium 1s22s2 2p Leeres „Leitungsband“ 2s Vollbesetztes Valenzband 1s

2.3 Das Metallbindungsmodell Bändertheorie: Leitungsband „Gap“ = verbotene Zone Valenzband Leiter Isolator Halbleiter

3. Intermolekulare Wechselwirkungen 3 Arten werden unterschieden: Dipol – Dipol – Wechselwirkung Wasserstoffbrückenbindungen Van der Waals - Wechselwirkung Intermolekulare Wechselwirkungen beeinflussen wesentlich den Aggregatzustand von Stoffen, die aus Molekülen bestehen.

3.1 Dipol – Dipol - Wechselwirkung δ+ δ- S O δ- δ+

3.2 Wasserstoffbrückenbindung δ- O H O H δ+ δ+ δ+ δ- O H O H δ+ δ+ δ- O H

3.3 Van der Waals - Wechselwirkung δ+ δ- δ+ δ- • • • Gleichmäßige Elektronenverteilung Spontaner Dipol induzierter Dipol

3.4 Eigenschaften molekularer Stoffe Siedepunkte relativ niedrig Löslichkeit Elektrische Leitfähigkeit Polare Stoffe lösen sich gut in polaren Stoffen Unpolare Stoffe lösen sich gut in unpolaren Stoffen Im Allgemeinen keine Leitfähigkeit Ausnahmen: wenn Dissoziation möglich  leitfähig Bestimmte organische Moleküle mit delokalisierten Elektronen 13:48:17

3.4 Eigenschaften molekularer Stoffe 13:48:17