2. Chemische Bindung

2. Chemische Bindung 2.1 Grundlagen

2.1 Grundlagen Bindung: Energieminimum durch Änderungen in der Elektronenhülle. Oktettregel (einfaches Modell): Edelgaskonfiguration günstig  die Elemente versuchen durch Abgabe oder Aufnahme von Elektronen die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Regel wird aber oft verletzt  besseres Modell nötig!

2.1 Grundlagen Ionisierungsenergie: Energie, die benötigt wird, um ein Elektron aus der Hülle eines neutralen Atoms zu entfernen (Abb. 24.2).

2.1 Grundlagen 1. Ionisierungsenergie: Energie, um das 1. Elektron eines neutralen Atoms zu entfernen (Abb. 24.1).

2.1 Grundlagen Elektronenaffinität: abgegebene Energie beim Hinzufügen eines e- zu einem neutralen Atom, schwer zu messen. Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität gelten für isolierte Atome  Elektronegativität (EN): Maß für die Fähigkeit, Bindungselektronen an sich zu ziehen

2.1 Grundlagen Metalle: niedrige Ionisierungsenergie niedrige Elektronenaffinität niedrige Elektronegativität Nichtmetalle: hohe Ionisierungsenergie hohe Elektronenaffinität hohe Elektronegativität

2. Chemische Bindung 2.2 Bindungsmodelle

2.2 Bindungsmodelle Metalle Nichtmetalle Ionenbindung Atombindung Metallbindung

2.2 Bindungsmodelle Metallbindung: Metall + Metall Niedrige EN  Valenzelektronen verbleiben im Metallverband, gehören aber keinem Kern  Elektronengas (frei beweglich), hält positiv geladene Atomrümpfe (Metallgitter) zusammen.

2.2 Bindungsmodelle Ionenbindung: Metall + Nichtmetall Großer Unterschied in der Elektronegativität  Übertragung der e- zu den Nichtmetallen  Geladene Teilchen (Ionen) Metall: positiv geladen (Kation) Nichtmetall: negativ geladen (Anion) Bindung durch elektrostatische Anziehung (ungerichtet)  Ionengitter

2.2 Bindungsmodelle Atombindung: Nichtmetall + Nichtmetall Hohe Elektronegativität  gemeinsame Nutzung der Bindungselektronen. Gerichtete Bindung  abgeschlossene Einheiten (Moleküle).

2. Chemische Bindung 2.3 Metallbindung

2.3 Metallbindung Alle Metalle haben durch die Metallbindung im festen (und flüssigen) Zustand gemeinsame Eigenschaften: elektrische Leitfähigkeit Wärmeleitfähigkeit Duktilität (Biegsamkeit) Legierungsbildung Glanz Undurchsichtigkeit

2.3 Metallbindung Metallgitter:

2.3 Metallbindung Elektrische Leitfähigkeit durch relativ frei bewegliches Elektronengas. Stöße an Atomrümpfe  elektrischer Widerstand Formel der Metalle: Fe, Cu, ... nicht: Fe2, Cu7 (einfachste Formel!)

2.3 Metallbindung Wichtige Metalle: Metall Weltjahresproduktion (Mio. Tonnen) Verwendung Herstellung von Stahl und Edelstahl Eisen 800 Elektrotechnik, Fahrzeugbau, Verpackung, … Aluminium 30 Legierungselement für Edelstahl Chrom 20 Elektrotechnik, Bauwesen, Installationen, … Kupfer 15 Korrosionsschutz für Stahlbleche („Verzinken“) Zink 10

2.3 Metallbindung Bekannte Legierungen: Messing: Kupfer+Zink (80/20 bis 20/80) Bronze: Kupfer+Zinn (90/10 bis 75/25) Amalgam: Quecksilber + anderes Metall Zahnamalgam: Quecksilber + Silber

2. Chemische Bindung 2.4 Ionenbindung

2.4 Ionenbindung

2.4 Ionenbindung Grund für die Bildung des Ionengitters ist die Gitterenergie, die bei der Bildung eines Ionengitters frei wird (Abb. 36.2). Ionenverbindungen heißen auch Salze.

2.4 Ionenbindung Struktur: Ionengitter Eigenschaften: Festkörper hoher Schmelzpunkt Isolator spröde hart leitend in Lösungen und Schmelzen oft wasserlöslich

2.4 Ionenbindung Benennung: 1. Metallname 2. Nichtmetallname 3. Endung (–at, -it, -id) Beispiel: Natriumchlorid Calciumbromid Magnesiumsulfat

2.4 Ionenbindung Kationen: 1. Gruppe: 1+, z.B.: Na+, K+ 2. Gruppe: 2+, z.B.: Mg2+, Ca2+ 3.-12. Gruppe: verschiedene Ionenladungen, maximale Ladung ist die Anzahl der Valenzelektronen 13. Gruppe: 1+, 3+ 14. Gruppe: 2+, 4+, z.B.: Pb2+, Pb4+ 15. Gruppe: 3+, 5+

2.4 Ionenbindung Teil des Salznamens: Name des Metalls, bei verschiedenen möglichen Ladungen römische Zahlen in Klammer. Fe3+  Eisen(III)..., Pb2+  Blei(II)... Spezielles Kation: NH4+ ... Ammonium (kein Metall!)

2.4 Ionenbindung Einatomige Anionen: Ladung: Gruppennummer - 18 17. Gruppe: 1-, z.B.: Cl-, Br-, … 16. Gruppe: 2-, z.B.: O2-, S2-, … 15. Gruppe: 3-, z.B.: N3-, P3-, ... 2.Teil des Salznamens: Namen des Nichtmetalls, Endung lautet auf –id Ausnahmen: Oxid (O2-), Sulfid (S2-), Nitrid (N3-), Phosphid (P3-)

2.4 Ionenbindung Formel der Salze: Positive und negative Ladungen müssen ausgeglichen sein. Es muss die einfachste Formel sein.

2.4 Ionenbindung Beispiele: Formel Name NaCl Natriumchlorid MgCl2 Magnesiumchlorid Na2O Natriumoxid CaO Calciumoxid

2.4 Ionenbindung Beispiele: Formel Name NaBr Natriumbromid K2S Kaliumsulfid FeO Eisen(II)oxid Fe2O3 Eisen(III)oxid

Aluminium(III)fluorid 2.4 Ionenbindung Beispiele: Formel Name AlF3 Aluminium(III)fluorid Al2O3 Aluminium(III)oxid PbF2 Blei(II)fluorid FeCl3 Eisen(III)chlorid

2.4 Ionenbindung Beispiele: Formel Name CuCl2 Kupfer(II)chlorid (NH4)3P Ammoniumphosphid Ca3N2 Calciumnitrid PbO2 Blei(IV)oxid

2.4 Ionenbindung Anionen mit mehreren Atomen auf -id: OH- ... Hydroxid CN- ... Cyanid

2.4 Ionenbindung Anionen von Sauerstoffsäuren: H2CO3 Kohlensäure CO32- Name Anion H2CO3 Kohlensäure CO32- Carbonat H2SO4 Schwefelsäure SO42- Sulfat H2SO3 Schwefelige Säure SO32- Sulfit HNO3 Salpetersäure NO3- Nitrat Salpetrige Säure NO2- Nitrit HNO2 H3PO4 Phosphorsäure PO43- Phosphat

2.4 Ionenbindung Hydrogen-Anionen: HCO3- ... Hydrogencarbonat HSO4- ... Hydrogensulfat HS- ... Hydrogensulfid HPO42- ... Hydrogenphosphat H2PO4- ... Dihydrogenphosphat

Kupfer(II)hydrogensulfid 2.4 Ionenbindung Beispiele: Name Formel Eisen(III)sulfat Fe2(SO4)3 Calciumphosphat Ca3(PO4)2 Ammoniumcarbonat (NH4)2CO3 Kupfer(II)hydrogensulfid Cu(HS)2 Mangan(IV)oxid MnO2

2.4 Ionenbindung Beispiele: Name Formel Bariumhydrogencarbonat Ba(HCO3)2 Calciumchlorid CaCl2 Chrom(III)hydroxid Cr(OH)3 Eisen(III)hydrogenphosphat Fe2(HPO4)3 Mangan(VII)oxid Mn2O7

2.4 Ionenbindung Beispiele: Name Formel Calciumnitrid Ca3N2 Magnesiumnitrit Mg(NO2)2 Bariumnitrat Ba(NO3)2 Blei(IV)phosphat Pb3(PO4)4 Kupfer(II)sulfit CuSO3

2.4 Ionenbindung Wichtige Salze: Salz Weltjahresproduk-tion (Mio. Tonnen) Verwendung NaCl – Steinsalz od. Kochsalz Herstellung von Soda, Speisezwecke, Streusalz, … 225 Kalkmörtel, Zement, Düngemittel, Glas, … CaCO3 - Kalk 116 Zwischenwände, Spachtelgips, Gipsverbände, … CaSO4 - Gips 101 Glasherstellung, Seifenherstellung, … NaCO3 - Soda 32

2. Chemische Bindung 2.5 Atombindung 2.5.1 Grundlagen

2.5.1 Grundlagen Cl Einzelnes Atom: Einfach besetztes Atomorbital = Radikal-Elektron Cl Doppelt besetztes Atomorbital (AO) = Nichtbindendes Elektronenpaar

2.5.1 Grundlagen Cl Cl Cl Cl Bindungsvorgang: Doppelt besetztes Molekülorbital (MO) = Bindendes Elektronenpaar

2.5.1 Grundlagen Zwei einfach besetzte Atomorbitale (AO) überlappen  es bildet sich ein doppelt besetztes Molekülorbital (MO) AO AO MO

2.5.1 Grundlagen Anzahl der einfach besetzten AO in einem Atom = Anzahl der möglichen Bindungen. Alle möglichen Bindungen werden auch geknüpft  maximaler Energiegewinn. Oft bilden sich abgeschlossene Atomverbände (Moleküle).

2.5.1 Grundlagen Die Anzahl der möglichen Bindungen ergibt sich nach der Hundschen Regel: Gruppe: Ein einfach besetztes s-Orbital  1 Bindung 13. Gruppe: 1 nichtbindendes Elektronenpaar, ein einfach besetztes p-Orbital  1 Bindung H B

2.5.1 Grundlagen N C O 14. Gruppe: 2 Bindungen 15. Gruppe: 3 Bindungen

2.5.1 Grundlagen F Ne 17. Gruppe: 1 Bindung 18. Gruppe: keine Bindungen F Ne

2.5.1 Grundlagen N N Mehrfachbindung: fast nur bei Elementen der 2. Periode (C, N, O). z.B.: N N

2.5.1 Grundlagen H H H2 H Cl HCl O H2O H H Summen-formel Strukturformel H H H2 H Cl HCl O H2O H H

2.5.1 Grundlagen H N H NH3 H O2 O O H N N H N2H4 H H Summen-formel Strukturformel H N H NH3 H O2 O O H N N H N2H4 H H

2.5.1 Grundlagen H N HNO O Cl P Cl PCl3 Cl O HClO H Cl Summen-formel Strukturformel H N HNO O Cl P Cl PCl3 Cl O HClO H Cl

2.5.1 Grundlagen. Summenformel: z.B. H2, HCl, H2O, NH3, ... Keine Informationen über den Aufbau des Moleküls ! Strukturformel: Schreibweise mit Bindungsstrichen (Lewis-Schreibweise).

2.5.2 Hybridisierung C 2.5.2 Hybridisierung Chemie: Modell, um real existierende Bindungsverhältnisse besser verstehen zu können. Kohlenstoff laut Hundscher Regel: C macht aber immer 4 Bindungen  Erklärung mit Hybridisierungs-Modell. C

2.5.2 Hybridisierung Abb. 28.1

2.5.2 Hybridisierung Hybridisierungsmodell: Durch Mischung der vorhandenen (leeren, einfach- oder doppelt besetzten) Orbitale entstehen neue, energiegleiche Orbitale (Hybridorbitale).  es gibt also mehr energiegleiche Orbitale  nach der Hundschen Regel können auch mehr Orbitale einfach besetzt werden  mehr Bindungen möglich  Energiegewinn !

2.5.2 Hybridisierung Kohlenstoff:  sp3 – Hybridisierung C C

2.5.2 Hybridisierung Beispiele: C2H6, C2H4, C2H2, CH2O, COCl2, C2H6O, H2CO3, CH2O2, HCN, CS2 Achtung: C immer sp3-hybridisiert, H fast immer am O, keine O-O-Bindungen, keine Ringe N, O, F: es gibt noch keine d-Orbitale  keine Hybridisierung möglich/sinnvoll

2.5.2 Hybridisierung ab der 3. Periode:  Einbeziehung der d-Orbitale möglich  Hybridisierung in Verbindungen mit elektronegativeren Bindungspartnern (nie mit Wasserstoff !) maximale Bindungszahl = Anzahl der Valenzelektronen

2.5.2 Hybridisierung P P 15. Gruppe: 3,5 Bindungen sp3d-Hybr.  Beispiel: P2O5 P P

2.5.2 Hybridisierung S S S 16. Gruppe: 2,4,6 Bindungen Beispiel: SF6 sp3d-Hybr. sp3d2-Hybr.

2.5.2 Hybridisierung Cl Cl Cl Cl 17. Gruppe: 1,3,5,7 Bindungen sp3d sp3d2 sp3d3 Beispiele: HClO, HClO2, HClO3, HClO4 Cl Cl Cl Cl

2.5.2 Hybridisierung Weitere Beispiele (mit Hybridisierung): SO3, PCl5, HIO2, POCl3, SOCl2, H3PO4

2.5.3 Räumliche Struktur 2.5.3 Räumliche Struktur von Molekülen VSEPR-Modell (Valence Shell Electron Pair Repulsion): 1. Elektronenpaare ordnen sich so, dass sie maximale Entfernung voneinander haben 2. Mehrfachbindungen haben gleichen Platzbedarf wie Einfachbindungen 3. Nichtbindende Elektronenpaare haben erhöhten Platzbedarf

2.5.3 Räumliche Struktur. SV: Mit dem Molekülbaukasten (27*H, 10*C, 1*N, 4*O): H2O, NH3, CO2, CH4, C2H6, C2H4, C2H2, C2H6O Bindungswinkel abschätzen Exakte Winkel nach VSEPR überlegen „Richtige“ Formeln ins Heft zeichnen und Winkel angeben.

2.5.4 Polarisierte Bindung 2.5.4 Polarisierte Bindung Polarisierte Bindung: Unterschiede der EN der Bindungspartner > 0,3 Die polarisierte Bindung ist ein Mittelding zwischen Atombindung und Ionenbindung. Elektronen eher beim elektronegativeren Bindungspartner, aber kein Ladungstransfer ! Teilladungen: + bzw. -

2.5.4 Polarisierte Bindung H O C O H C H O H H H + - - + Polares Molekül (=Dipol): Schwerpunkt der positiven Teilladungen und der Schwerpunkt der negativen Teilladungen fallen nicht zusammen. Beispiele: 2,2 H 3,5 3,5 3,5 2,5 EN 2,2 2,2 2,5 O C O + - H C H O - 2,2 2,2 + - - - H + H 2,2 H + + polarisierte Bindungen keine polarisierten Bindungen, unpolar polarisierte Bindungen unpolar polar = Dipol

2.5.4 Polarisierte Bindung. Jedes polare Molekül (= jeder Dipol) muss polarisierte Bindungen enthalten, aber nicht jede Verbindung mit polarisierten Bindungen ist auch ein polares Molekül (=Dipol). Zwischen Dipolen wirken starke Kräfte  hohe Schmelz- und Siedepunkte Weitere Beispiele: NH3, HF, H2S, CCl4.

2. Chemische Bindung 2.6 Nebenvalenzen

2.6 Nebenvalenzen Nebenvalenzen: schwache Bindungskräfte zwischen einzelnen Molekülen van der Waals - Bindung: Kraft zwischen unpolaren Molekülen, schwächste Nebenvalenz Dipol – Dipol - Wechselwirkung: Wirkt zwischen Dipolmolekülen, abhängig von Dipolstärke Wasserstoffbrückenbindung: Stärkste Nebenvalenz, wirkt zwischen einem positiv polarisierten H-Atom und einem negativ polarisierten Atom mit nichtbindenden Elektronenpaaren.

2.6 Nebenvalenzen. Beispiel H2O: H-Brücken für hohen Siedepunkt verantwortlich. H-Brücken stabilisieren außerdem z.B. Eiweißmoleküle, die Erbsubstanz, ... Abb. 32.1.

2.7 Eigenschaften von Molekülen 2. Chemische Bindung 2.7 Eigenschaften von Molekülen

2.7 Eigenschaften von Molekülen Siedepunkte: Abhängig von Molekülmasse und Stärke der Nebenvalenzkräfte Beispiel Edelgase: Siedepunkt abhängig von der Molekülmasse (Abb. 29.2):

2.7 Eigenschaften von Molekülen Beispiel H-Brücken: Abb. 31.2

2.7 Eigenschaften von Molekülen. Löslichkeit: Polare Stoffe sind in polaren Lösungsmitteln, unpolare Stoffe in unpolaren Lösungsmitteln löslich Hydrophil (=lipophob): leicht wasserlöslich, meist polare Stoffe Hydrophob (=lipophil): wasserunlöslich, meist unpolare Stoffe.

2. Chemische Bindung 2.8 Wichtige Moleküle siehe Buch S.34