tzt

Ionenverbindungen – Nomenklatur

Kation(Wertigkeit) + Anion-id

AzidN3-Oxonium-IonOH3

+

CyanidCN-Phosphonium-IonPH4+

PeroxidO22-Ammonium-IonNH4

+

HydroxidOH-Eisen(III)-IonFe3+

PhosphidP3-Eisen(II)-IonFe2+

NitridN3-Kupfer(II)-IonCu2+

SulfidS2-Kupfer(I)-IonCu+

OxidO2-Magneseium-IonMg2+

ChloridCl-Natrium-IonNa+

Molekülionen - Struktur

Ionenverbindungen – Nomenklatur

MnO4-PermanganatNO3

-Nitrat

Cr2O72-DichromatNO2

-Nitrit

CrO42-ChromatSO4

2-Sulfat

C2O42-OxalatSO3

2-Sulfit

CH3CO2-AcetatClO4

-Perchlorat

CO32-CarbonatClO3

-Chlorat

AsO43-ArsenatClO2

-Chlorit

PO43-PhosphatClO-Hypochlorit

F-, Cl-, Br-, I- Fluorid, Chlorid, Bromid, Iodid

Häufige Molekülanionen

Molekülionen - Struktur

Ionenverbindungen - Nomenklatur

Al2(SO4)3MgSO4Na2SO4

Al2(CO3)´3MgCO3Na2CO3

Al2O3MgONa2O

Al(OH)3Mg(OH)2NaOH

AlCl3MgCl2NaCl

Ammoniumsulfid(NH4)2SSilberphosphatAg3PO4

AmmoniumnitratNH4NO3Blei(II)carbonatPbCO3

Mangan(II)-nitratMn(NO3)2Eisen(III)oxidFe2O3

Ionenverbindungen - Nomenklatur

Formel – einfachstes, ganzzahliges Verhältnis zwischen Kationen und Anionen

Elektrische Neutralität

Cl-

3s23p6

S2-

3s23p6

P3-

3s23p6

Al3+

3s03p0

Mg2+

3s0

Na+

3s0

Ion

Ar3s23p6

Cl3s23p5

S3s23p4

P3s23p3

Si3s23p2

Al3s23p1

Mg3s2

Na3s1

Atom

=VIIAVIAVAIVAIIAIIAIAGruppe

Hauptgruppenelemente und Ionen der 3. Periode

Ionenbindung

20

21

4 ree

K???

??

???

Na(1s22s22p63s1) Na+(1s22s22p63s0) + e-

Cl(1s22s22p63s23p5) + e- Cl-(1s22s22p63s23p6)

Coulomb‘sches Gesetz e Punktladung

r Abstand zwischen Punktladungen

? DK Medium

?0 DK Vakuum

Na + Cl Na Cl+• •+ -

Ionenbindung

Elektronendichte im NaCl-Kristall (Grill, Grimm, Herrmann, Peters)

Ionenbindung

NaCl-Gitter

NaCl Gleichgewichtszustand r0 = 280 pm

KZ(Na) = 6 KZ(Cl) = 6

NaCl

Cl

ClCl

Cl

Cl ClNa

Na

NaNa

Na

Na

Ionenbindung

2 Na + O Na2O

Na(1s22s22p63s1) Na+(1s22s22p63s0) + e- /•2

O(1s22s22p4) + 2 e- O2-(1s22s22p6)

Edelgaskonfiguration – isoelektronische Teilchen

Na+, Mg2+, Al3+ [Ne]

K+, Ca2+, Ga3+ [Ar]

P3-, S2-, Cl- [Ar]

Gitterenergie

Gitterenergie UG oder ? HGitter

Energie, die bei Vereinigung äquivalenter Mengen gasförmiger Kationen und Anionen zu einem Einkristall von 1 mol frei wird.

X+(g) + Y-(g) XY(s) + UG

Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s) ? Hgitter = -788kJ/mol

Satz von Hess

Reaktionsenthalpie einer chemischen Reaktion hat einen festen Betrag, unabhängig davon, in wie vielen Schritten die Reaktion abläuft

Bestimmung der Gitterenergie

Gitterenergie

Haber-Born-Kreisprozess

1916 Fritz Haber und Max BornGesamtreaktion

Na(s) + ½ Cl2 NaCl(s) ? H0f = -411 kJ/mol

Sublimationsenthalpie

Na(s) Na(g) ? HSubl = 108 kJ/mol

Dissoziationsenergie

½ Cl2 Cl(g) ½ ? HDiss = 122 kJ/mol

Ionisierungsenergie

Na(g) Na+(g) + e- ? HIon = 496 kJ/mol

Elektronenaffinität

Cl(g) + e- Cl-(g) ? Hea = -349 kJ/mol

Gitterenergie

Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s) ? HGitter = -788 kJ/mol

Gitterenergie

? H0f = ? HSubl + ½ ? HDiss + ? HIon + ? HEa + ? HGitter

= 108 + 122 + 496 – 349 – 788 kJ/mol

= -411 kJ/mol

Na(s) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + Cl(g)

Na+(g) + e- + Cl(g)

Na+(g) + Cl-(g)

NaCl(s)

?Hf

? HSub

1/2 ?HDiss

? HIon

? HEa

? HGitter

Gitterenergie

-389065 + 140 = 205Mg2+, O2-MgO2+, 2-

-252565 + 181 = 246Mg2+, 2Cl-MgCl22+, 1-

-2090169 + 140 = 3092 Cs+, O2-Cs2O

-257095 + 140 = 2352 Na+, O2-Na2O1+, 2-

-669169 + 181 = 350Cs+, Cl-CsCl

-78895 + 181 = 276Na+, Cl-NaCl1+, 1-

Gitterenergie /kJmol-1Summe der Ionenradien

IonenVerbindungTyp

Je höher die Ladung der Ionen, desto höher ist der Beitrag zur Gitterenergie.

Je näher sich zwei entgegengesetzt geladene Ionen kommen können, desto höher ist der Betrag zur Gitterenergie (Kombination klein – groß).

Gitterenergie

+11575+2744+1816+577IIIAAl

+10545+7731+1450+738IIAMg

+9541+6913+4563+496IANa

4.3.2.1.GruppeMetall

Ionisierungsenergien für Metalle der dritten Periode

NaCl ? HIon = 496 kJ/mol ? Hgitter = -788 kJ/mol

„NaCl2“ ? HIon = 496 + 4563 kJ/mol

MgCl2 ? HIon = 738 + 1450 kJ/mol ? Hgitter = -2525 kJ/mol

Na2O ? HEA = +704 kJ/mol ? Hgitter = -2500 kJ/mol

„NaO“ ? HEA = -141 kJ/mol ? Hgitter = -800 kJ/mol

Kationen – Typen

Ca(...3s23p64s2) Ca2+(...3s23p6) + 2 e-

Zn(...3s23p63d104s2) Zn2+(...3s23p63d10) + 2 e-

Sn(...4s24p64d105s25p2) Sn2+(...4s24p64d105s2) + 2 e-

Fe2+/Fe3+

Cr2+/Cr3+

Cu+/Cu2+

Kristalline Feststoffe

CH4Niedriger Schmp., Isolator

London-KräfteUnpolare Moleküle

H2O(Niedriger) Schmp., weich, Isolator

Dipol-Dipol, London-Kräfte

Polare Moleküle

Molekülkristall

NaClHoher Schmp., hart, spröde, Isolator

Elektrostatische Anziehung

IonenIonenkristall

Kristalline Feststoffe

Cu(Hoher) Schmp., Leiter

Metallische BindungIonenElektronen

Metallkristall

AsbestfasrigKovalente Bindung, Elektrostatische Anziehung

AtomeIonen

SiS2fasrigKovalente Bindung, London-Kräfte, Dipol-Dipol

AtomeKettenstruktur

GlimmerHoher Schmp.Kovalente Bindung, eleltrostatischeAnziehung

Ionen

GraphitHoher Schmp., weich

Kovalente Bindung, London-Kräfte

AtomeSchichtstruktur

DiamantHoher Schmp., hart

Kovalente BindungAtomeGerüststruktur

Kristallgitter

Kristallstruktur

Elementarzelle

Kristallsystem

primitiv –innenzentriert –flächenzentriert

Gitterkonstante

Kubisch-primitives Gitter

Kristallgitter

kubisch a = b = c ? = ? = ? = 90 o

tetragonal a = b ? c ? = ? = ? = 90 o

hexagonal, trigonal a = b ? c ? = ? = 90 o, ? = 120 o

rhomboedrisch a = b = c ? = ? = ? ? 90 o

(ortho-)rhombisch a ? b ? c ? = ? = ? = 90 o

monklin a ? b ? c ? = ? = 90 o, ? ? 90 o

triklin a ? b ? c ? ? ? ? ? ? 90 o

Kristallgitter

4flächenzentriert

2innenzentriert

1primitiv

Äquivalente AtomeZelltyp

Kristallstrukturen von Metallen

Kubisch-innenzentrierte Kugelpackung KZ 8Hexagonal-dichteste Kugelpackung ABAB KZ12Kubisch-dichteste Kugelpackung ABCA KZ12


Hexagonale Schichten AB(C) Hexagonal-dichteste Kugelpackung AB

Kubisch-dichteste Kugelpackung ABC


Polymorphie

Verschiedene Modifikationen der Metalle

Ionenkristalle

Anionengitter - Gitterzwischenräume

Ionenkristalle

SiO2, BeF2CristobalitKZ 4:2

Fluoride des Mg2+, Ni2+, Mn2+, Zn2+, Fe2+

Oxide des Ti4+, Mn4+, Sn4+, Te4+

RutilKZ 6:3

Oxide und Sulfide des Li+, Na+, K+, Rb+Antifluorit

Fluoride des Ca2+, Sr2+, Ba2+, Cd2+, Pb2+

BaCl2, SrCl2, ZrO2, ThO2, UO2

FluoritKZ 8:4

AB2

Sulfide des Be2+, Zn2+, Cd2+, Hg2+

CuCl, CuBr, CuI, AgI, ZnOZinkblendeKZ 4

Halogenide des Li+, Na+, K+, Rb+

Oxide und Sulfide des Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Mn2+, Ni2+

AgF, AgCl, AgBr, NH4I

NatriumchloridKZ 6

CsCl, CsBr, CsI, TlCl, TlBr, TlI, NH4Cl, NH4BrCäsiumchloridKZ 8

AB

Ionenkristalle

Ionenkristalle

NaCl-Typ CsCl-Typ ZnS-Typ

Kovalente Bindung

H–H

H : HLewis-Formel

Valenzstrichformel

OktettregelElektronenverteilung im Wasserstoffmolekül (Pauli-Prinzip)

+ • FF • FF

FH

?? ??

Oktettregel

8 – N-Regel

Kovalente Bindung

H Cl H

O

H N

H

H

H

C

H

H

H

H

N NO OCl Cl C C

H

H

H

H

C C HHC OO OOOC

H

H

C NH

Valenzstrichformel – Lewis-Formeln

Ionenbindung – kovalente Bindung

Ionenbindung

CsF

Verzerrte Ionenbindung – polarisierte kovalente Bindung

Polarisierung F- < I-

Cl- < S2-

Polarisierend Wirkung des Kations

je kleiner das Kation und je höher die Ladung

kovalenter Anteil

CsCl < LiCl

KCl < CaCl2 < ScCl3 < TiCl4

Br–Cl

Kovalente Bindung

Cl–Cl

Ionenbindung – kovalente Bindung

Polare Moleküle – Dipol

Dipolmoment

? = q • d /C·m q – Betrag der Ladungd – Abstand zwischen den Ladungen

FH

?? ??

Formalladung

• Welche Lewis-Formel und welche Formalladung hat das CO-Molekül?• Welche Lewis-Formel hat Salpetersäure?

N

H

H

H

N

H

H

H

H C

H

H

H

H“

+

+ H+

. .

C O C O

?? ??“”

H O N

O

O

H

O

N

O

O H O N

O

O”“ “

” ”

”““

Mesomerie – Resonanz

H O N

O

O

H

O

N

O

O

”“ “

”

Mesomere Grenzformeln von CO32-, N2O

• Für alle Grenzformeln muss die räumliche Anordnung die gleiche sein.• Aneinander gebundene Atome sollen keine Formalladungen mit gleichem Vorzeichen haben.• Wichtige Grenzformeln sind diejenigen mit der kleinsten Anzahl von Formalladungen.• Bei wichtigeren Grenzformeln entspricht die Verteilung von positiven und negativen Formalladungen den Elektronegativitäten der Atome.

OO

O OO

O

“”

“”

Nomenklatur binärer Molekülverbindungen

DistickstoffpentoxidN2O5DistickstofftrioxidN2O3

DistickstofftetoxidN2O4StickstoffmonoxidNO

StickstoffdioxidNO2DistickstoffoxidN2O

Valenzstrichformeln erstellen!

N2O NO N2O5

Ausnahmen von der Oktettregel

BMe3 AsF6 PF5 SF6

P

O

O

OO

3-

S

O

O

OO

2-

B 1s22s22p1

P 1s22s22p33d0

S 1s22p23s23p43d0

As 1s22s22p63s23p63d104s24p34d04f0

VSEPR

R. J. Gillespie, R. S. NyholmVSEPR – Valence Shell Electron-Pair Repulsion Theory

• Gegenseitige Elektronenpaar-Abstoßung

• Berücksichtigung aller Valenzelektronen

• Nichtbindenden Elektronenpaar beeinflussen die Struktur. Zur Beschreibung der Struktur werden jedoch nur die Positionen der Atomkerne herangezogen.

Zwei Elektronenpaare - linear

Ein Molekül ist immer linear, wenn das Zentralatom an 2 Bindungen beteiligt ist und keine weiteren Valenz-Elektronenpaare vorhanden sind.

HgCl2 6s2

VSEPR

Drei Elektronenpaare – trigonal planar

BF3 (120 o), SnCl2 (95 o)B

Cl

Cl ClVier Elektronenpaare – Tetraeder

CH4, ClO4-, SO4

2-, PO43- (109,47 o)

trigonal-pyramidal

NH3 (107,3 o)

Gewinkelt

H2O (104,5 o)

VSEPR

Fünf Elektronenpaare – trigonale BipyramidePF5Bindungswinkel 120 o/90 o; P-Fax = 158 pm, P-Fäq = 153 pm

S

F

F

F

F

Cl

F

F

F Xe

F

F

P

F

F

F

Cl

Cl

Wippe, T-Form, linear, trigonal-bipryramidal

VSEPR

Sechs Elektronenpaare - Oktaeder

VSEPR

C C HHC OO C NH

OOOC

H

H

OOOC

Cl

Cl

OOOC

F

F

118,5 o 111 o 108 o

N N O N N O

” “ “ ”

NO O

NO O

-

” ”

N2O, NO2+, NO2 und NO2

-: linear oder gewinkelt?

VSEPR - Mesomerie

N

O

OON

O

OON

O

OO

-

“”” ”

”

”“

”

”“

VSEPR

ClF4-

SCl3+

IBr2-

ICl2+

AuCl2-

einsambindendgesamt

GestaltElektronenpaareElektronenIon

Valence-Bond-Theorie - MO-Theorie

Valenzstrukturen aufgebaut aus MO‘sValenzstrukturen aufgebaut aus AO‘s

Elektronenverteilung – PauliprinzipElektronenverteilung – Pauliprinzip

Molekülorbitale genähert als Linearkombination von AtomorbitalenLCAO

Atomorbitale – keine Molekülorbitale

Moleküle besteht aus Kernen und Elektronen, die zum gesamten Molekül gehören

Moleküle bestehen aus AtomenValenzelektronen gehören zum Atom

MolekülorbitaltheorieValence-Bond-Theorie

Hybridorbitale

Überlappung der 1s-Orbitale von 2 Wasserstoffatomen

Hybridorbitale

Orientierung der Ladungswolken in Hybridorbitalen

HgCl2 BF3 CF4 PF5 SF6

B: 2s22p1 3 sp2

C: 2s22p2 4 sp3

N: 2s22p3 4 sp3

Hg: 6s26p0 2 sp

P: 3s23p33d0 4 sp3

5 dsp3

S: 3s23p43d0 4 sp3

6 d2sp3

Hybridorbitale

Kombination einer s- und einer p-Wellenfunktion zu zwei sp-Hybridorbitalen

Hybridorbitale

SF6Oktaedrisch6d2sp3dz2., dx2-y2, s, px, py, pz

PF5Trigonal-bipyramidal5dsp3dz2, s, px, py, pz

PtCl42-Quadratisch planar4dsp2dX2-Y2, s, px, py

CH4Tetraedrisch4sp3s, px, py, pz

BF3Trigonal planar3sp2s, px, py

HgCl2Linear2sps, px

BeispielGeometrieAnzahlTypAtomorbitale

Molekülorbitale

AO: s, p, d, f

MO: ? , ? , ?

CH4 C: 2s22p2 – 4 sp3

Überlagerung von zwei Wellen – Verstärkung - Auslöschung

Molekülorbitale

H• + •H H – H

Kombination von zwei s-Atomorbitalen zu einem ? - und einem ? *-Orbital

Energieniveau-Diagramm für die Bildung von ? - und einem ? *-Orbitalen

H2 – 2 H-

Molekülorbitale

Bindungsordnung = ½ (Anzahl der bindenden e- – Anzahl der antibindenden e-)

H2 – Bindungsordnung 1

He2 – Bindungsordnung 0

H2+ ?

He2+ ?

Atomorbitale

p-Orbitale

Molekülorbitale

Kombination von p-Orbitalen zu Molekülorbitalen

? -Bindung – ? -Bindung

px-Orbitale

py-Orbitale, pz-Orbitale

Tafelbild

Molekülorbitale

Energieniveaus der Molekülorbitale

Li2, Be2, B2, C2, N2 O2, F2

Li2 BO = 1

Be2 BO = 0

Molekülorbitale

Entstehung und Folge der Energieniveaus für die Moleküle O2 und F2

Molekülorbitale

Energieniveau-Diagramm der MO‘s für B2, C2, N2

Magnetismus!

Molekülorbitale

Energieniveau-Diagramm von O2 und F2

O2

VB-Methode

MO-Methode Paramagnetismus

O O

Molekülorbitale

0--0Ne2b

01551421F2

24941212O2

09411103N2

06271312C2a

22891591B2a

0--0Be2b

01062671Li2a

Ungepaarte Elektronen

Bindungsenergie /kJ/molBindungslänge /pmBOMolekül

a) Dampf

b) Existiert nicht

Molekülorbitale

Bestimmen Sie die MO‘s für die Moleküle bzw. Molekülionen:

O2, O2+, O2

-, O22-

C22-, CO, NO

Isoelektronische Moleküle N2, CO, CN-, C22-

Energieniveaudiagramm für NO – Magnetismus

Molekülorbitale

Struktur von Ethan – Rotation um die C-C-Achse

C C

H

H

H

H

H

H

Molekülorbitale

C C

H

H

H

H

C C HH

Geometrie des Ethen- und des Ethin-Moleküls

pp-pp

Delokalisierte Bindungen

Mesomere Grenzstrukturen für das Carbonat-Anion

Delokalisiertes ?-System im Carbonat-Ion

d? -p? -Bindungen

S

O

O

OO

2-

P

O

O

OO

3-

Oktettregel – 8-N-Regel?

H3PO4

H2SO4

HClO4

Wasserstoffbrückenbindungen

Siedepunkte von Wasserstoff-Verbindungen

Wasserstoffbrückenbindungen

Orientierung der H2O-Moleküle im Eis Löslichkeit von NH3 in Wasser

Dipol-Dipol-Wechselwirkungen

Orientierung von polaren Molekülen im Kristall

Analyse der Polarität von CH4, NH3 und H2O

Van der Waals-Wechselwirkung – London-Kräfte

• Schwache Wechselwirkungen (max. 20 kJ/mol)

• Wirken zwischen ALLEN Atomen, Ionen oder Molekülen (Van der Waals-Radius)

• Um so stärker, um so größer das Elektronensystem ist

Ursache:

• Coulomb‘sche Wechselwirkungen zwischen geladenen Teilchen.

• Durch ständige Elektronenbewegung kommt es zu Abweichungen in der durchschnittlichen Ladungsverteilung – kurzlebige Dipole

• Verflüssigung von Edelgasen, CH4 usw.

Intermolekulare Anziehungskräfte

3732739,036,4*6,1H2O

24019514,713,3*5,0NH3

18815816,83,31*3,4HCl

20618521,90,692,6HBr

23822227,90,0251,3HI

8,2748,740,00040,4CO

Kp /KFp /KLondon/kJ/mol

Dipol-Dipol/kJ/mol

Dipolmoment• 1030/C • m

* H-Brückenbindungen

Metallische Bindung

Entstehung eines Bandes durch Wechselwirkung der 2s-Orbitale von Li-Atomen

Li – 1s22s1

1s – kein Beitrag

Überschneidung des 2s/2p

Be – 1s22s2

Metallische Bindung

W: 5s25p65d46s2Schmelzpunkte der Metalle

Metallische Bindung

Bänder der Elemente der 4. Periode

Zunehmende Festigkeit der Metall-Metall-Bindung

K – Ca – Sc – Ti – V – Cr (Mo, W)

Metallischer Glanz

Metallische Bindung

Bi1

Pb5,2

Tl7,1

Au49

Pt10

Ir20

Os11

Re5,3

W20

Ta7,2

Hf3,4

La1,7

Ba1,7

Cs5,6

Sb2,8

Sn10

In12

Ag66

Pd10

Rh22

Ru8,5

Tc5,6

Mo23

Nb4,4

Zr2,4

Y1,7

Sr3,3

Rb8,6

Ga2,2

Cu65

Ni16

Co16

Fe11,2

Mn20

Cr6,5

V0,6

Ti1,2

Sc1,9

Ca23

K15,9

Al40

Mg25

Na23

Be18

Li11,8

Leitfähigkeit bei 0 oC in MS/m

Metallische Bindung

Bänderdiagramm für verschiedene Typen von Festkörpern

tzt

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