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Grundtypen der Bindung Grundtypen chemischer Bindung

Oktettregel A.8.1. Atombindung

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A.8.1 Atombindung Valenz (Zahl der Bindungen)

Atombindung• auch: kovalente Bindung, Elektronenpaar-Bindung• „Zwei Atome haben mindestens ein gemeinsames

Elektronenpaar!“• einfach besetzte Atomorbitale – Molekülorbitale• Bindende Elektronenpaare• nichtbindende,

freie Elektronenpaare

• Bindungslänge:mittlerer Abstandzwischen den Atomkernenzwischen den Atomkernen

• Bindungsenergie:Energie, die bei Bildung derBindung entsteht

Chemische Bindung

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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

A.8.2 Ionenbindung

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Ionenbindung

endotherm exotherm

Ionenbindung

Nichtmetall

Metall

Ionenbindung Atomradien - Atomgitter

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Namen von gebräuchlichen Ionen

Na+ 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 SO4

2- Sulfat

O2- Peroxid NO2

- Nitrit

OH- Hydroxid NO3- Nitrat

N2- Nitrid CO32- Carbonat

S2- Sulfid PO43- Phosphat

CN- Cyanid MnO4- Permanganat

A.8.3 Metallbindung

Metallbindung• Metalle bestehen aus kleinen Kristallen.• In diesen sind die Atomrümpfe periodisch

angeordnet die Aussenelektronen sind freiangeordnet, die Aussenelektronen sind frei beweglich. Sie bilden ein „Elektronengas“.

Stromleitung in Metallen

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Metallgitter• Drei Gitterstrukturen für die meisten Metalle:

1.dem kubisch-raumzentrierten Gitter:Jedem Atomrumpf sind acht andere benachbart!

2 d k bi h di ht t Gitt k2.der kubisch-dichtesten Gitterpackung:Jedem Atomrumpf sind zwölf andere benachbart!

3.der hexagonal-dichtesten Kugelpackung:Jedem Atomrumpf sind zwölf andere benachbart!

Metallbindung - 2

• frei bewegliche Elektronen zwischen Atomrümpfen:„Elektronengas“L i Mi h hi d M t ll• Legierungen: Mischungen verschiedener Metalle (Schmelzen und Abkühlen)

• Metalle, Übergangsmetalle, Halbmetalle

A.8.5 Bindung / Eigenschaften

Struktur Elemente Beispiele Bindungsart Eigenschaften

IonenkristallVerbindungen 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; CH PCl

kovalent Nichtleiter, niedrige Tmy CH4, PCl5Molekülgitter Nichtmetalle C, SiO2 kovalent hart, sehr hohe Tm

MetallgitterMetalle, links der

Diagonale im PSE, Übergangselemente

Metalle Legierung

MetallbindungElektronengas

elektr. leitfähig,hohe Tm

Grundtypen der Bindung

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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

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A.8.7. Intramolekulare Wechselwirkungen

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

A.8.8. Molekülorbitale• Analog dem Modell der Atomorbitale• Entstehung einer Atom-Bindung:

– zwei Atome rücken räumlich aufeinander zu– 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

• 2s und 2px Atomorbitale ergeben σ-Molekülorbitale• 2py und 2pz Atomorbitale ergeben π –Molekülorbitale

eine Knotenebeneσ Bindungen oder π Bindungen

p(σ2s)2 (σ2px)2 (π2py)2 (π2pz)2

• σ- Bindungen oder π- Bindungen

A.8.8 Mehrfachbindungen

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Hybridisierung C-C-Einfachbindung

sp2-Hybridorbitale C=C-Doppelbindung

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σ- und -Bindungen C-C-Bindungen