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1 Ionenbindung (heteropolare Bindung) kovalente Bindung van-der-Waals-Bindung Metallbindung Chemische Bindung

• Ionenbindung (heteropolare Bindung) • kovalente … bilden sich Kation/Anion-Anordnungen höchster Symmetrie. r Kation/r Anion 0,2 – 0,4 0,4 – 0,7 0,7 – 1 9 Strukturen

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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 – AB

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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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Bildung von Ionen – Lohnt sich das?

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Gitterenergie – Berechnung nach dem Born-Haber-Kreisprozeß

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4

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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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Kovalente (homopolare) Bindung, Atombindung

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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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Vergleich von Helium und Wasserstoff

H H

r = ∞

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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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Dative (koordinative) Bindung

Moleküls

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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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Schwache Bindungskräfte

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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

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Metallbindung

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Ionenkristalle versus Metalle

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Metalle: Packung positiver Atomrümpfe + frei bewegliches „Elektronengas“

Metalle sind verformbar (duktil), Salze sind spröde

Salze: Kugelpackung von Kationen und Anionen