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2. Chemische Bindung
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2. Chemische Bindung 2.1 Grundlagen
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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!
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2.1 Grundlagen Ionisierungsenergie: Energie, die benötigt wird, um ein Elektron aus der Hülle eines neutralen Atoms zu entfernen (Abb. 24.2).
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2.1 Grundlagen 1. Ionisierungsenergie: Energie, um das 1. Elektron eines neutralen Atoms zu entfernen (Abb. 24.1).
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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
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2.1 Grundlagen Metalle: niedrige Ionisierungsenergie
niedrige Elektronenaffinität niedrige Elektronegativität Nichtmetalle: hohe Ionisierungsenergie hohe Elektronenaffinität hohe Elektronegativität
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2. Chemische Bindung 2.2 Bindungsmodelle
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2.2 Bindungsmodelle Metalle Nichtmetalle Ionenbindung Atombindung
Metallbindung
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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.
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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
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2.2 Bindungsmodelle Atombindung: Nichtmetall + Nichtmetall
Hohe Elektronegativität gemeinsame Nutzung der Bindungselektronen. Gerichtete Bindung abgeschlossene Einheiten (Moleküle).
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2. Chemische Bindung 2.3 Metallbindung
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2.3 Metallbindung Alle Metalle haben durch die Metallbindung im festen (und flüssigen) Zustand gemeinsame Eigenschaften: elektrische Leitfähigkeit Wärmeleitfähigkeit Duktilität (Biegsamkeit) Legierungsbildung Glanz Undurchsichtigkeit
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2.3 Metallbindung Metallgitter:
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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!)
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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
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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
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2. Chemische Bindung 2.4 Ionenbindung
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2.4 Ionenbindung
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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.
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2.4 Ionenbindung Struktur: Ionengitter Eigenschaften: Festkörper
hoher Schmelzpunkt Isolator spröde hart leitend in Lösungen und Schmelzen oft wasserlöslich
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2.4 Ionenbindung Benennung: 1. Metallname 2. Nichtmetallname
3. Endung (–at, -it, -id) Beispiel: Natriumchlorid Calciumbromid Magnesiumsulfat
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2.4 Ionenbindung Kationen: 1. Gruppe: 1+, z.B.: Na+, K+
2. Gruppe: 2+, z.B.: Mg2+, Ca2+ 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+
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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: NH Ammonium (kein Metall!)
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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-)
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2.4 Ionenbindung Formel der Salze:
Positive und negative Ladungen müssen ausgeglichen sein. Es muss die einfachste Formel sein.
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2.4 Ionenbindung Beispiele: Formel Name NaCl Natriumchlorid MgCl2
Magnesiumchlorid Na2O Natriumoxid CaO Calciumoxid
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2.4 Ionenbindung Beispiele: Formel Name NaBr Natriumbromid K2S
Kaliumsulfid FeO Eisen(II)oxid Fe2O3 Eisen(III)oxid
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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
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2.4 Ionenbindung Beispiele: Formel Name CuCl2 Kupfer(II)chlorid
(NH4)3P Ammoniumphosphid Ca3N2 Calciumnitrid PbO2 Blei(IV)oxid
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2.4 Ionenbindung Anionen mit mehreren Atomen auf -id: OH- ... Hydroxid
CN- ... Cyanid
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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
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2.4 Ionenbindung Hydrogen-Anionen: HCO3- ... Hydrogencarbonat
HSO Hydrogensulfat HS- ... Hydrogensulfid HPO Hydrogenphosphat H2PO Dihydrogenphosphat
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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
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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
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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
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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
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2. Chemische Bindung 2.5 Atombindung 2.5.1 Grundlagen
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2.5.1 Grundlagen Cl Einzelnes Atom: Einfach besetztes Atomorbital =
Radikal-Elektron Cl Doppelt besetztes Atomorbital (AO) = Nichtbindendes Elektronenpaar
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2.5.1 Grundlagen Cl Cl Cl Cl Bindungsvorgang:
Doppelt besetztes Molekülorbital (MO) = Bindendes Elektronenpaar
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2.5.1 Grundlagen Zwei einfach besetzte Atomorbitale (AO) überlappen es bildet sich ein doppelt besetztes Molekülorbital (MO) AO AO MO
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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).
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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
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2.5.1 Grundlagen N C O 14. Gruppe: 2 Bindungen 15. Gruppe: 3 Bindungen
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2.5.1 Grundlagen F Ne 17. Gruppe: 1 Bindung 18. Gruppe:
keine Bindungen F Ne
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2.5.1 Grundlagen N N Mehrfachbindung:
fast nur bei Elementen der 2. Periode (C, N, O). z.B.: N N
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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
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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
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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
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2.5.1 Grundlagen. Summenformel: z.B. H2, HCl, H2O, NH3, ...
Keine Informationen über den Aufbau des Moleküls ! Strukturformel: Schreibweise mit Bindungsstrichen (Lewis-Schreibweise).
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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
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2.5.2 Hybridisierung Abb. 28.1
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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 !
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2.5.2 Hybridisierung Kohlenstoff: sp3 – Hybridisierung C C
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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
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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
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2.5.2 Hybridisierung P P 15. Gruppe: 3,5 Bindungen sp3d-Hybr.
Beispiel: P2O5 P P
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2.5.2 Hybridisierung S S S 16. Gruppe: 2,4,6 Bindungen Beispiel: SF6
sp3d-Hybr. sp3d2-Hybr.
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2.5.2 Hybridisierung Cl Cl Cl Cl 17. Gruppe: 1,3,5,7 Bindungen
sp3d sp3d sp3d3 Beispiele: HClO, HClO2, HClO3, HClO4 Cl Cl Cl Cl
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2.5.2 Hybridisierung Weitere Beispiele (mit Hybridisierung):
SO3, PCl5, HIO2, POCl3, SOCl2, H3PO4
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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
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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.
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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. -
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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
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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.
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2. Chemische Bindung 2.6 Nebenvalenzen
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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.
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2.6 Nebenvalenzen. Beispiel H2O: H-Brücken für hohen Siedepunkt
verantwortlich. H-Brücken stabilisieren außerdem z.B. Eiweißmoleküle, die Erbsubstanz, ... Abb
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2.7 Eigenschaften von Molekülen
2. Chemische Bindung 2.7 Eigenschaften von Molekülen
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2.7 Eigenschaften von Molekülen
Siedepunkte: Abhängig von Molekülmasse und Stärke der Nebenvalenzkräfte Beispiel Edelgase: Siedepunkt abhängig von der Molekülmasse (Abb. 29.2):
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2.7 Eigenschaften von Molekülen
Beispiel H-Brücken: Abb. 31.2
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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.
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2. Chemische Bindung 2.8 Wichtige Moleküle siehe Buch S.34
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