Post on 08-May-2019
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• Ionenbindung (heteropolare Bindung)• kovalente Bindung • van-der-Waals-Bindung• Metallbindung
Chemische Bindung
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Was sind Ionen?
• Ein Ion besteht aus einem oder mehreren Atomen und hat elektrische Ladung
Kationen (positiv) Anionen (negativ)einatomig mehratomig einatomig mehratomig
Na+ Mg2+ Al3+ NH4+ H3O+ Cl- O2- N3- OH- SO4
2- ClO3-
• Metallatome bilden Kationen, Nichtmetallatome bilden Anionen
Nur die Außenelektronen (= Gruppennummer) sind an chem. Reaktion beteiligt
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Bildung von Ionen aus Atomen
• Kationen entstehen durch Abgabe, Anionen durch Aufnahme von Elektronen.
• Dadurch wird eine vollständig gefüllte Außenschale (Edelgaskonfiguration) erreicht.
NaCl
Na2O
isoelektronisch mit
Neon
Argon
Neon
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Ionenkristalle (Salze)
• bestehen aus vielen Kationen und Anionen, die durch elektrostatische Anziehungskraft (F) zusammengehalten werden
• Formel gibt das einfachste Zahlenverhältnis von Kationen und Anionen an (Elektroneutralität!)NaCl Na2O AlCl3
F ∼(zAnione zKatione)
r2
z…Anzahle…Elementarladungr…Abstand
• Näherungsweise als Packung starrer Kugeln aufzufassen
• Anionen sind von Kationen umgeben und umgekehrt (Anziehung maximal, Abstoßung minimal)
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Gitterenergie und Ionenradien
Gitterenergie wird hauptsächlich durch die Anziehung zwischen Anionen und Kationen bestimmt. Kleine Ionen mit hoher Ladung bilden sehr stabile Ionenkristalle.
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Ionenradien
• rAtom > rKation < rAnion rAnion > rAtom
• Radius von Kationen und Anionen wächst mit steigender Ordnungszahl in der Gruppe
• Radius von Kationen (Anionen) sinkt (steigt) mit steigendem Betrag der Ladung
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Eigenschaften von Ionenkristallen
• Festkörper mit hohen Schmelzpunkten und großer Härte (geringe Kompressibilität)
• geringe Ionenbeweglichkeit im festen Zustand
• geringe elektrische Leitfähigkeit im festen Zustand
• löslich in polaren Lösungsmitteln (H2O, NH3) wegen Solvatationder Ionen
• Lösungen und Schmelzen sind elektrisch leitfähig (Ionenleiter)
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Koordinationszahlen
• Koordinationszahl = Zahl der nächsten Nachbarn um ein Ion (Gegenionen)
In Ionenkristallen wirken ungerichtete Kräfte. Es bilden sich Kation/Anion-Anordnungen höchster Symmetrie.
rKation/rAnion
0,2 – 0,4 0,4 – 0,7 0,7 – 1
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Strukturen von Ionenkristallen – AB2 und A2B3
AB2
Cristobalit-Typ (SiO2)
KZ(Si) = 4 (Tetraeder)
KZ(O) = 2 (linear)
A2B3
Korund-Typ (Al2O3)
KZ(Al) = 6 (Oktaeder)
KZ(O) = 4 (Tetraeder)
auch gebildet von Cr2O3, α-Fe2O3 u. a.
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Gitterenergie – Berechnung nach dem Born-Haber-Kreisprozeß
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ΔSubH0 + ½ ΔDH0 + ΔIH0 + ΔEaH0 + ΔGH0 = ΔBH0
ΔBH0
ΔGH0
ΔEaH0
ΔIH0
½ ΔDH0
ΔsubH0
ΔGH0 = ΔBH0 - ΔSubH0 - ½ ΔDH0 - ΔIH0 - ΔEaH0 = -768 kJ/mol
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Konzepte der kovalenten Bindung – VB-Theorie
Valenzbindungs (VB) -Theorie
• Überlappung von Atomorbitalen (AO) der an der Bindung beteiligtenAtome, die jeweils 1 Elektron enthalten
• Das entstehende Bindungselektronenpaar gehört zu beiden Atomen und hält sich zwischen den Kernen auf
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VB-Theorie: Formelschreibweise nach LEWIS• typisch für Bindungen zwischen Nichtmetallen• Elektronenpaarbindung: 1 Elektronenpaar gehört 2 Bindungspartnern• dadurch wird eine vollbesetzte Achterschale erreicht (Oktettregel, gültig
für alle Hauptgruppenelemente)
Homoatomare Moleküle Heteroatomare Moleküle
H H H ⎯ H
F F |F ⎯ F|
O O O O
N N |N N|⎯⎯⎯
⎯⎯⎯⎯
⎯⎯
⎯
⎯⎯
⎯
unpolare BindungE-Paare zu gleichen Teilen beansprucht
H ⎯ F|⎯
⎯
polare BindungE-Paare stärker vom Partner mit der höheren Elektronegativität beansprucht
ΔHB [kJ/mol]
138
494
942
Bindungs-länge [nm]
0,14
0,12
0,11
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Elektronenkonfiguration und Bindigkeit in der 2. Periode
B
C
N
O
F
Ne
2s 2p
1
2
3
2
1
0
2s 2p
3
4
3
2
1
0
Bindig-keit
Bindig-keit
BF3, B2H6
Grundzustand angeregter Zustand
CH4
Außen-elektro-nen im Bindungs-zustand
6
8
8
8
8
(8)
NH3
NH2-, H2O
HF, OH-
-
Atome der 2. Periode können maximal 4 kovalenteBindungen bilden, da nur 4 Bindungsorbitale zur Verfügung stehen
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Elektronenkonfiguration und Bindigkeit in der 3. Periode
Elemente der 3. Periode können mehr als 4 kovalente Bindungen bilden. Entkopplung von Elektronenpaaren und Promotion in freie d-Orbitale möglich
Oktetterweiterung
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Überlappung von Atomorbitalen: σ - Bindung
• LEWIS-Formeln geben keine Auskunft über den räumlichen Bau von Molekülen
Beispiel: CH4
Quadrat ? Pyramide ?
CH
H
H
Tetraeder ?
• Man muß die an der Bindungbeteiligten Orbitale betrachten!
2s 2p
CH
1s
H
H HHH
C
C
H H
HH
2s 2pangeregterZustand
2pz
2py
2px2s
Die 4 C-H-Bindungen sollten nicht gleich sein. (Sind sie aber !!)
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Hybridisierung am Beispiel von CH4 (Methan) – sp3
2s
Grundzustand angeregter Zustand
2s 2px
C
1sH
C stellt verschiedene Orbitale (s und p) für 4 Bindungen zu s-Orbitalen von H
Hybridisierung Mischung von einem 2s und drei 2p-Orbitalen zu 4 gleichen sp3-Hybridorbitalen des Kohlenstoffs ermöglicht 4 äquivalenteC – H – Bindungen, die in die Ecken eines Tetraeders weisen
2py 2pz 2px 2py 2pz
sp3 –Hybridorbitaledes Kohlenstoffs
AO´s des Kohlenstoffs
Bindung zu vier 1s-Orbitalen von 4 H
+ 4 H (1s)
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Konzept der Hybridisierung
• Die Hybridisierung ist ein theoretisches Konzept, bei dem unterschiedliche Atomorbitale zu Hybridorbitalen gleicher Energie und Form „gemischt“ werden, um sie für die chemische Bindung „passfähig“ zu machen
• Das Konzept der Hybridisierung ist zur Erklärung der räumlichen Struktur von Molekülen notwendig.
• Der Hybridzustand ist in einem isolierten Atom nicht tatsächlich herstellbar und auch nicht zu messen
• Die Anzahl der Hybridorbitale ist gleich der Anzahl der Atomorbitale, die an ihrer Bildung mitwirken.
• Es kombinieren nur Atomorbitale ähnlicher Energie zu Hybridorbitalen, z. B. 2s – 2p, 3s – 3p – 3d, 3d – 4s – 4p
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sp2 und sp Hybridorbitale
Cl3s 3px 3py 3pz
BeCl2 (im gasförmigen Zustand linear)
drei sp2 – Hybridorbitale von Bor überlappen mitje einem 3pz-Orbital von drei Chloratomen
zwei sp-Hybridorbitale von Beryllium überlappen mitje einem 3pz-Orbital von zwei Chloratomen
BCl3 trigonal planar
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Hybridorbitale unter Beteiligung von d-Orbitalenwichtig für die Oktetterweiterung bei Elementen der 3. Periode
S
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Überlappung von Atomorbitalen: π - Bindung
|N≡ N|Beispiel:
• Bildung von 2 sp-Hybridorbitalen für jedes N (eines enthält das einsame Elektronenpaar)
• eine sp – sp - σ -Bindung entlang der x-Achse
• je eine p – p - π -Bindung in der xy- und in der xz-Ebene
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Wichtige Regeln
• Einfachbindungen sind immer σ-Bindungen
• Doppelbindung bestehen aus einer σ- und einer π-Bindung
• Dreifachbindungen bestehen aus einer σ- und zwei π-Bindungen
• (p-p)π-Bindungen treten bevorzugt bei Elemente der 2. Periode (C, N, O) auf.
Bindungsenergien:
Einfachbindung: 140 – 595 kJ/mol
Doppelbindung: 420 – 710 kJ/mol
Dreifachbindung: 810 – 1080 kJ/mol
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Die Polarität der Bindung
• in Salzen aus Metallen mit niedriger Ionisierungsenergie und Nichtmetallen mit hoher Elektronegativität (z. B. KCl, CsF)
• Salze aus kleinen Kationen und großen, leicht polarisierbaren Anionen, z. B. LiI,
• kovalenter Charakter nimm zu mit zunehmender Kernladung und abnehmender Größe der Kationen (KCl < CaCl2 <ScCl3 < TiCl4)
• nur in Elementen (H2, F2, O2 etc.)
Ionenbindung polare Atombindung
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Polare AtombindungenDie Grenzen sind fließend
Aus der Elektronegativitätsdifferenz der Bindungspartner kann man die Polarität einer Bindung abschätzen
OF2
NF3
CF4
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Van der Waals-Wechselwirkungen
• kommen durch Anziehung zwischen Dipolen zustandeWechselwirkungsenergie 2 – 25 kJ/mol
z. B. in flüssigen Edelgasen
z. B. Edelgase in Wasser
z. B. in Wasser
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Die Wasserstoffbrückenbindung
• in Wasserstoffverbindungen elektronegativer ElementeBindungsenergie < 40 kJ/mol