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  • 1

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

    Chemische Bindung

  • 2

    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- SO42- ClO3-

    Metallatome bilden Kationen, Nichtmetallatome bilden Anionen

    Nur die Auenelektronen (= Gruppennummer) sind an chem. Reaktion beteiligt

  • 3

    Bildung von Ionen aus Atomen

    Kationen entstehen durch Abgabe, Anionen durch Aufnahme von Elektronen.

    Dadurch wird eine vollstndig gefllte Auenschale (Edelgaskonfiguration) erreicht.

    NaCl

    Na2O

    isoelektronisch mit

    Neon

    Argon

    Neon

  • 4

    Ionenkristalle (Salze)

    bestehen aus vielen Kationen und Anionen, die durch elektrostatische Anziehungskraft (F) zusammengehalten werden

    Formel gibt das einfachste Zahlenverhltnis von Kationen und Anionen an (Elektroneutralitt!)NaCl Na2O AlCl3

    F (zAnione zKatione)

    r2zAnzahleElementarladungrAbstand

    Nherungsweise als Packung starrer Kugeln aufzufassen

    Anionen sind von Kationen umgeben und umgekehrt (Anziehung maximal, Abstoung minimal)

  • 5

    Gitterenergie und Ionenradien

    Gitterenergie wird hauptschlich durch die Anziehung zwischen Anionen und Kationen bestimmt. Kleine Ionen mit hoher Ladung bilden sehr stabile Ionenkristalle.

  • 6

    Ionenradien

    rAtom > rKation < rAnion rAnion > rAtom Radius von Kationen und Anionen wchst mit steigender

    Ordnungszahl in der Gruppe Radius von Kationen (Anionen) sinkt (steigt) mit steigendem Betrag

    der Ladung

  • 7

    Eigenschaften von Ionenkristallen

    Festkrper mit hohen Schmelzpunkten und groer Hrte (geringe Kompressibilitt)

    geringe Ionenbeweglichkeit im festen Zustand

    geringe elektrische Leitfhigkeit im festen Zustand

    lslich in polaren Lsungsmitteln (H2O, NH3) wegen Solvatationder Ionen

    Lsungen und Schmelzen sind elektrisch leitfhig (Ionenleiter)

  • 8

    Koordinationszahlen

    Koordinationszahl = Zahl der nchsten Nachbarn um ein Ion (Gegenionen)

    In Ionenkristallen wirken ungerichtete Krfte. Es bilden sich Kation/Anion-Anordnungen hchster Symmetrie.

    rKation/rAnion

    0,2 0,4 0,4 0,7 0,7 1

  • 9

    Strukturen von Ionenkristallen AB

  • 10

    Strukturen von Ionenkristallen AB2 und A2B3

    AB2Cristobalit-Typ (SiO2)

    KZ(Si) = 4 (Tetraeder)

    KZ(O) = 2 (linear)

    A2B3Korund-Typ (Al2O3)

    KZ(Al) = 6 (Oktaeder)

    KZ(O) = 4 (Tetraeder)

    auch gebildet von Cr2O3, -Fe2O3 u. a.

  • 11

    Bildung von Ionen Lohnt sich das?

  • 12

    Gitterenergie Berechnung nach dem Born-Haber-Kreisproze

    1

    23

    4

    5

    6

    SubH0 + DH0 + IH0 + EaH0 + GH0 = BH0

    BH0

    GH0EaH0

    IH0

    DH0

    subH0

    GH0 = BH0 - SubH0 - DH0 - IH0 - EaH0 = -768 kJ/mol

  • 13

    Kovalente (homopolare) Bindung, Atombindung

  • 14

    Konzepte der kovalenten Bindung VB-Theorie

    Valenzbindungs (VB) -Theorie

    berlappung von Atomorbitalen (AO) der an der Bindung beteiligtenAtome, die jeweils 1 Elektron enthalten

    Das entstehende Bindungselektronenpaar gehrt zu beiden Atomen und hlt sich zwischen den Kernen auf

  • 15

    Vergleich von Helium und Wasserstoff

    H H

    r =

  • 16

    VB-Theorie: Formelschreibweise nach LEWIS typisch fr Bindungen zwischen Nichtmetallen Elektronenpaarbindung: 1 Elektronenpaar gehrt 2 Bindungspartnern dadurch wird eine vollbesetzte Achterschale erreicht (Oktettregel, gltig

    fr alle Hauptgruppenelemente)

    Homoatomare Molekle Heteroatomare Molekle

    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 strker vom Partner mit der hheren Elektronegativitt beansprucht

    HB [kJ/mol]

    138

    494

    942

    Bindungs-lnge [nm]

    0,14

    0,12

    0,11

  • 17

    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

    Auen-elektro-nen im Bindungs-zustand

    6

    8

    8

    8

    8

    (8)

    NH3

    NH2-, H2O

    HF, OH-

    -

    Atome der 2. Periode knnen maximal 4 kovalenteBindungen bilden, da nur 4 Bindungsorbitale zur Verfgung stehen

  • 19

    Dative (koordinative) Bindung

    Molekls

  • 20

    Elektronenkonfiguration und Bindigkeit in der 3. Periode

    Elemente der 3. Periode knnen mehr als 4 kovalente Bindungen bilden. Entkopplung von Elektronenpaaren und Promotion in freie d-Orbitale mglich

    Oktetterweiterung

  • 21

    berlappung von Atomorbitalen: - Bindung

    LEWIS-Formeln geben keine Auskunft ber den rumlichen Bau von Moleklen

    Beispiel: CH4

    Quadrat ? Pyramide ?

    CH

    H

    H

    Tetraeder ?

    Man mu 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 !!)

  • 22

    Hybridisierung am Beispiel von CH4 (Methan) sp3

    2s

    Grundzustand angeregter Zustand

    2s 2pxC

    1sH

    C stellt verschiedene Orbitale (s und p) fr 4 Bindungen zu s-Orbitalen von H

    Hybridisierung Mischung von einem 2s und drei 2p-Orbitalen zu 4 gleichen sp3-Hybridorbitalen des Kohlenstoffs ermglicht 4 quivalenteC H Bindungen, die in die Ecken eines Tetraeders weisen

    2py 2pz 2px 2py 2pz

    sp3 Hybridorbitaledes Kohlenstoffs

    AOs des Kohlenstoffs

    Bindung zu vier 1s-Orbitalen von 4 H

    + 4 H (1s)

  • 23

    Konzept der Hybridisierung

    Die Hybridisierung ist ein theoretisches Konzept, bei dem unterschiedliche Atomorbitale zu Hybridorbitalen gleicher Energie und Form gemischt werden, um sie fr die chemische Bindung passfhig zu machen

    Das Konzept der Hybridisierung ist zur Erklrung der rumlichen Struktur von Moleklen notwendig.

    Der Hybridzustand ist in einem isolierten Atom nicht tatschlich 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 hnlicher Energie zu Hybridorbitalen, z. B. 2s 2p, 3s 3p 3d, 3d 4s 4p

  • 24

    sp2 und sp Hybridorbitale

    Cl3s 3px 3py 3pz

    BeCl2 (im gasfrmigen Zustand linear)

    drei sp2 Hybridorbitale von Bor berlappen mitje einem 3pz-Orbital von drei Chloratomen

    zwei sp-Hybridorbitale von Beryllium berlappen mitje einem 3pz-Orbital von zwei Chloratomen

    BCl3 trigonal planar

  • 25

    Hybridorbitale unter Beteiligung von d-Orbitalenwichtig fr die Oktetterweiterung bei Elementen der 3. Periode

    S

  • 26

    berlappung von Atomorbitalen: - Bindung

    |N N|Beispiel:

    Bildung von 2 sp-Hybridorbitalen fr jedes N (eines enthlt das einsame Elektronenpaar)

    eine sp sp - -Bindung entlang der x-Achse

    je eine p p - -Bindung in der xy- und in der xz-Ebene

  • 28

    Wichtige Regeln

    Einfachbindungen sind immer -Bindungen

    Doppelbindung bestehen aus einer - und einer -Bindung

    Dreifachbindungen bestehen aus einer - und zwei -Bindungen

    (p-p)-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

  • 30

    Die Polaritt der Bindung

    in Salzen aus Metallen mit niedriger Ionisierungsenergie und Nichtmetallen mit hoher Elektronegativitt (z. B. KCl, CsF)

    Salze aus kleinen Kationen und groen, leicht polarisierbaren Anionen, z. B. LiI,

    kovalenter Charakter nimm zu mit zunehmender Kernladung und abnehmender Gre der Kationen (KCl < CaCl2

  • 31

    Polare AtombindungenDie Grenzen sind flieend

    Aus der Elektronegativittsdifferenz der Bindungspartner kann man die Polaritt einer Bindung abschtzen

    OF2NF3

    CF4

  • 34

    Schwache Bindungskrfte

  • 35

    Van der Waals-Wechselwirkungen

    kommen durch Anziehung zwischen Dipolen zustandeWechselwirkungsenergie 2 25 kJ/mol

    z. B. in flssigen Edelgasen

    z. B. Edelgase in Wasser

    z. B. in Wasser

  • 36

    Die Wasserstoffbrckenbindung

    in Wasserstoffverbindungen elektronegativer ElementeBindungsenergie < 40 kJ/mol

  • 37

    Metallbindung

  • 38

    Ionenkristalle versus Metalle

    Metalle: Packung positiver Atomrmpfe + frei bewegliches Elektronengas

    Metalle sind verformbar (duktil), Salze sind sprde

    Salze: Kugelpackung von Kationen und Anionen