A. Allgemeine Chemie 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

Grundtypen der Bindung

Grundtypen chemischer Bindung

Oktettregel

A.8.1. Atombindung

A.8.1 Atombindung

A.8.1 Atombindung 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: H2, O2 N2 oder Cl2. Atombindung zwischen Elementen mit ähnlichem chemischen Charakter: CO2, H2O oder CnH2n+2. Anzahl der Außenelektronen = möglichen Bindungen: z.B. C – 4 Außenelektronen – 4 Bindungen

Valenz (Zahl der Bindungen)

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

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

Elektronegativität

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

Chemische Bindung

A.8.2 Ionenbindung

Ionenbindung endotherm exotherm

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 Ionen Ionisierungsenergie Bildung negativer Ionen Energie 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

Ionenbindung Nichtmetall Metall

Ionenbindung

Atomradien - Atomgitter

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!

Namen von gebräuchlichen Ionen Natrium-Ion F- Fluorid ClO- Hypochlorit Mg2+ Magnesium-Ion Cl- Chlorid ClO3- Chlorat Cu+ Kupfer(I)-Ion Br- Bromid ClO4- Perchlorat Cu2+ Kupfer(II)-Ion I- Jodid SO32- Sulfit NH4+ Ammonium-Ion O2- Oxid SO42- Sulfat Peroxid NO2- Nitrit OH- Hydroxid NO3- Nitrat N2- Nitrid CO32- Carbonat S2- Sulfid PO43- Phosphat CN- Cyanid MnO4- Permanganat

A.8.3 Metallbindung

A.8.3 Metallbindung 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

Stromleitung in Metallen

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

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

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

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

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!

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-, H2O, NH3, Cl- Nebengruppenelementen erfüllen die 18-Elektronen-Regel: Übergangselemente vor Edelgas versuchen durch Aufnahme von Elektronen bei der Komplexbildung die abgeschlossene 18er-Gruppierung (Oktadezett d10s2p6) zu erreichen Einlagerung von Elektronenpaaren in freien d-Orbitalen! Elektronenkonfiguration 3d 4s 4px 4py 4pz Fe2+ 1s22s22p63s23p6 ↑↓ ↑ Fe3+ [FeII(CN)6]4- ↑ ↓ [FeIII(CN)6]3-

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(NH3)6]3+ gelb oktaedrisch [Co(NH3)5(H2O)]3+ rosa [Co(NH3)5Cl]2+ violett [Cu(NH3)4]Cl2 berlinerblau [Ag(NH3)2]+ lineare Anordnung [Cd(NH3)4]+ tetraedrisch [Pt(NH3)4]+ quadratisch-planar

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!

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

A.8.5 Bindung / Eigenschaften Struktur Elemente Beispiele Bindungsart Eigenschaften Ionenkristall Verbindungen aus Metallen und Nichtmetallen Salze wie NaCl elektrostatische Anziehung Ionenbindung hart, elektrisch leitfähig in Lösung u. Schmelze, hohe Tm Molekül, unsymmetrisch unterschiedliche Nichtmetalle HCl, SO2, NH3, H2O Atombindung, polar, van der Waals Dipole, niedrige Tm,, Nichtleiter Molekül, symmetrisch Nichtmetalle Element-moleküle; CH4, PCl5 kovalent Nichtleiter, niedrige Tm Molekülgitter C, SiO2 hart, sehr hohe Tm Metallgitter Metalle, links der Diagonale im PSE, Übergangselemente Metalle Legierung Metallbindung Elektronengas elektr. leitfähig, hohe Tm

Grundtypen der Bindung

A.8.6.1 Intermolekulare Bindungskräfte: Dipolkräfte

A.8.6.1 Intermolekulare Bindungskräfte: Wasserstoffbrückenbindungen

A.8.6.2 Intermolekulare Bindungskräfte: Induktionskräfte

A.8.6. Intermolekulare Bindungskräfte: Dispersionskräfte

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

A.8.7. Intramolekulare Wechselwirkungen

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

Molekülorbitale H 1s H-H (σ1s)2 N 1s22s22p3 N≡N 1s2 (σ2s)2 (σ2px)2 (π2py)2 (π2pz)2 2s und 2px Atomorbitale ergeben σ-Molekülorbitale 2py und 2pz Atomorbitale ergeben π –Molekülorbitale eine Knotenebene σ- Bindungen oder π- Bindungen

A.8.8 Mehrfachbindungen

Hybridisierung

C-C-Einfachbindung

sp2-Hybridorbitale

C=C-Doppelbindung

σ- und -Bindungen

C-C-Bindungen