Ionische Bindung - meier/vorlesung/einfuehrung-  · Die chemische Bindung Ionische Bindung

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Text of Ionische Bindung - meier/vorlesung/einfuehrung-  · Die chemische Bindung Ionische Bindung

  • Die chemische Bindung

    Ionische Bindung

    Ionische Bindung = Anziehung zwischen den gegenstzlichen Ladungen von Kationen und Anionen

    Bindungsenergie

    Bildung eines Ionenpaars aus gasfrmigen Atomen

    Summe aus drei Energiebeitrgen!

  • K Cle-

    K+ Cl-

    Ionisierungsenergie K + Elektronenaffinitt Cl + Anziehungsenergie

    Beispiel

  • Ene

    rgie

    der

    Ione

    n ( b

    ez. a

    uf A

    tom

    e)

    Abstand Ionen

    69 kJ

    K+ + Cl-

    K(g) K+(g) + e-(g) DH = +418 kJCl(g) + e-(g) Cl-(g) DH = -349 kJ

    K(g) + Cl(g) K+(g) + Cl-(g) DH = +69 kJ

    Attraktive Wechselwirkung senkt die Gesamtenergie des Ionenpaars!

    Abstnde ca.2000pm Gesamtenergie < 0!

  • Energienderung bei der ionischen Bindung

    Gitterenthalpie DHL

    Mass fr die Strke einer ionischen Bindung im Festkrper= Standardenthalpioenderung beim Uebergang Feststoff - Ionengas

    MX(s) M+(g) + X-(g) DHL

    DHL ist immer > 0!Netto-Anziehung im Kristall! Gitterenthalpie wird bei Bildung des Kristalls frei!

  • Ionische Verbindungen bilden sich nur wenn

    die bentigte Energie zur Bildung zur Bildung der gasfrmigen Kationen und Anionen nicht zu hoch ist. die zwischenionischen Wechselwirkungen zu hoher Gitter- energie fhren

  • Der Born Haber Zyklus

    K+(g) + e-(g) + Cl(g)

    K+(g) + Cl-(g)

    KCl(s)

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

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

    K(g) + Cl(g)

    -437 kJ

    +89 kJ

    +122 kJ

    +418 kJ-349 kJ

    -DHL

    Sandardbildungsenthalpie

    Sublimationsenthalpie K

    Dissoziationsenthalpie Cl2

    Ionisierungsenthalpie K Elektronenaffinitt Cl

  • Gitterenthalpien bei 25C (kJ/mol)

    LiF LiCl LiBr LiI1046 861 818 759

    NaF NaCl NaBr NaI929 787 751 700

    KF KCl KBr KI826 717 689 645

    BeCl2 MgCl2 CaCl2 SrCl23017 2524 2260 2153

    MgO CaO SrO BaO3850 3461 3283 3114

  • Ionische Bindung und PSE

    Ionische verbindungen werden zwischen Elementen auf der linken Seite (niedrige Ionisierungenergie) und Elementen auf der echten Seite (hohe Elektronenaffinitt) des PSE gebildet!

    zwischen Metallen und Nichtmetallen

    Pseudoedelgaskonfiguration

    Elemente auf der linken Seite des p-Blocks und der rechten des d-Blocks

    Beispiel: Cu [Ar]3d104s1

    Erreichen einer Edelgaskonfiguration durch Abgabe aller Valenz-elektronen erfordert zuviel Energie : [gas]d10 verhlt sich wie eine geschlossene Schale

    Pseudoedelgaskonfiguration!

  • Lewisformeln fr Atome und Ionen

    = einfache Methode zur Kennzeichnung der Valenzelektronen

    Chemisches Symbol + ein Punkt fr jedes Valenzelektron (Linie fr ein Valenzelektronenpaar)

    . . _H . He : N ..: O: :. Cl:

    ::

    . or Cl.__

    K+ ___ Cl

    -Lewisformel fr Kaliumchlorid: _

    Jedes Atom hat ein Elektronenoktett(Edelgaskonfiguration)

  • Kovalente Bindungen

    Die Elektronenpaarbindung

    Bindung in molekularen Verbindungen

    Kovalente Bindung = Elektronenpaar, das von zwei Atomen geteilt wird.

    :Oktettregel: Atome versuchen durch Teilen von Elektronenpaaren

    ein Elektronenoktett zu erhalten

    Beispiel: Stickstoff hat 5 Valenzelektronen und bentigt drei weitere,um sein Oktett zu vervollstndigen.

    Cl ? B? H? Ar?

  • Wenn leere d-Orbitale verfgbar sind, knnen mehr als 8 Elektronen pro Atom untergebracht werden:

    NCl3 PCl3 und PCl5

    Erweitertes Oktett = Valenzschale mit mehr als 8 Elektronen

    Die Oktettregel versagt bei Bor, das hufig Verbindungen, in denen es nur von 6 Valenzelektronen umgeben ist, bildet.

    BF3 unvollstndiges Oktett!

    Ausnahmen zur Oktettregel

    Verbindungen wie NO und NO2 haben ungerade ElektronenzahlRadikale, hohe Reaktivitt

  • Lewis-Formeln zweiatomiger Molekle

    H + H bildet H:H or H-H. .

    Cl:

    ::

    . Cl:

    ::

    . Cl:

    :: Cl

    ::: : __

    _Cl Cl _

    ___+ oderbildet

    Freie Elektronenpaare: Elektronenpaar, das nicht fr Bindung bentigt wird

    Mehrfachbindungen

    Eine Doppelbindung besteht aus 2 geteilten ElektronenpaarenEine Dreifachbindung besteht aus 3 geteilten Elektronenpaaren

    Zahl der geteilten Elektronenpaare = Bindungsordnung

  • Beispiel:

    O = O__ _

    _ N N___ __

    Bindungsordnung?

    Lewisformel und Bindungsordnung von: CN- CO HCl ?

    Wichtig:

    Die Gesamtzahl der Valenzelektronen ist gleich der Gesamtzahl an Punkten, die in der Lewisformel auftauchen mssen!

  • Lewis-Formeln polyatomarer Molekle

    Allgemein: Lewis-Formel ist ein 2D-Diagramm, das die Verknpfung der Atome zeigt, nicht die Gestalt der Molekle!

    Vorgehensweise identisch mit zweiatomigen Moleklen!Problem: welches Atom ist mit welchem verknpft!

    CO2 ist OCO nicht COO!

    Hufig symmetrische Anordnung mit dem elektropositivsten Element im Zentrum!

    SO2? OF2? PO43-? H2SO4?

  • Vorgehensweise zum Erstellen einer Lewis-Formel

    1. Bestimme die Zahl der Valenzelektronen bzw. -elektronenpaare jedes Atoms.

    HCN = 1 + 4 + 5 = 10 Elektronen und 5 Elektronenpaare!

    2. Schreibe die chemischen Symbole benachbarter Atome nebeneinanderH C N

    3. Verbinde jedes Atom mit seinen Nachbarn durch EinfachbindungenH : C : N

    4. Verteile die brigen Elektronenpaare so um die Atome, dass jedes ein Oktett bekommt. Sind nicht gengend vorhanden bentze eines oder mehrere um Mehrfachbindungen zu bilden.

    H-C N___ _

    Merke: - endstndige Halogene haben drei freie Elektronenpaare und bilden Einfachbindungen- endstndiger Sauerstoff oder Schwefel bildet Einfach- oder Doppelbindungen - endstndiger Stickstoff kann bis zu Dreifachbindung haben

  • Lewis-Suren und -Basen

    Eine Lewis-Sure ist ein ElektronenpaarakzeptorEine Lewis-Base ist eine Elektronenpaardonor

    H+

    NH

    HH N

    +H

    H

    HH+

    Komplex

    Vorteil: Substanzen knnen als Suren und Basen identifiziert werden, auch wenn keine Protonen transferiert werden!

    Al3+ + 6H2O Al(H2O)63+

    Sure Base Komplex

  • Resonanz (Mesomerie)

    N OO

    O N OO

    O N OO

    O

    - - -

    NO3-

    3 mgliche Lewis Strukturen!

    Experiment: alle drei NO Bindungen identisch!

    Ion ist eine Mischung aus den 3 Lewis-Formeln

    N OO

    O N OO

    O N OO

    O

    - - -

    Resonanz = Mischung von Strukturen Resonanzhybrid

  • Benzol (C6H6)

    HH

    HH

    H

    HH

    H

    HH

    H

    H

    Resonanz tritt bei Strukturen mit gleicher Anordnung der Atome, aber verschiedener Anordnung der Elektronen auf! Die Energie eines Resonanzhybrids ist niedriger als die der dazu beitragenden Grenzstrukturen!

  • Die Gestalt von Moleklen

    Valence-Shell Electron-Pair Repulsion Theory (VSEPR)

    Grundlage: Elektronenpaare stossen sich gegenseitig ab! Moleklgestalt ist eine Folge dieser Abstossung!

    Vorgehen: Bestimme die Anordnung der bindenden und nicht-bindenden Elektronenpaare aus der Lewis-Formel! Bestimme welches bindende und welches nicht-bindende Elektronenpaare sind!

    Welche Gestalt haben CH4, PCl5, H2O, NH3, SF6, CH3+

    Valenzelektronenpaar-Abstossungs-Theorie

  • Total Number

    of electron

    pairs

    Arrangement of electron

    pairs

    Number of

    bonding pairs of

    electrons

    Number of lone pairs of

    electrons

    Shape of Molecule

    Name of Shape

    Bond Angle Examples

    not applicable linear 1

    not applicable

    linear 180o H2, HCl

    2 linear 2 0

    linear 180o CO2, HCN

    3 trigonal planar 3 0

    triganol planar

    120o BCl3, AlCl3

    4 0

    tetrahedral 109.5o CH4, SiF4

    3 1

    trigonal pyramidal

  • Abstossung nicht-bindender Elektronenpaare

    Abstossung zwischen nicht-bindenden und nicht-bindenden Elektronenpaaren ist strker als die zwischen nicht-bindenden und bindenden Elektronenpaaren

    Abstossung zwischen nicht-bindenden und bindenden Elektronenpaaren ist strker als die zwischen bindenden und bindenden Elektronenpaaren

    nicht-bindendes e--Paar

    bindende e--Paare

  • Trigonal bipyramidale Molekle: sind die nicht-bindenden Elektronenpaare bevorzugt in axialer oder quatorialer Position?

    axial

    quatorial

  • Molekle mit Mehrfachbindung

    Mehrfachbindungen werden wie Einfachbindungen behandelt

    X=AX2 = X-AX2

    C CH

    H H

    H

    Beispiel:

    Ethen:

    Jedes C-Atom wird behandelt als ob es 3 Elektronenpaare hat

    trigonal planare Anordnung um jedes C-Atom

  • Isoelektronische Molekle

    Zwei Molekle, die die gleiche Zahl an Valenzelektronen besitzen, haben die gleiche Gestalt!

    Gestalt von O3, NO2-, NO2, CO2, SO2?

    Ethen

  • Moleklstruktur

    Bindungsstrke

    Bindungsenthalpie = Enthalpienderung beim Brechen einer Bindung!

    Dissoziation ist immer endotherm, da Energie zum Brechen von Bindungen bentigt wird.

    H2(g) 2H(g) DH = +436kJ

    Vielatomige Molekle

    CH3OH(g) CH3(g) + OH(g) DH = +377kJCH3OH(g) CH3O + H(g) DH = +437kJ

    Welche Bindung dissoziiert?

  • Bindungsenthalpie zweiatomiger Molekle

    Molekl DHB (kJ/mol)H2 436N2 944O2 496CO 1074F2 158Cl2 242Br2 193I2 151HF 565HCl 431HBr 366HI 299

    _ ___ F F __ _O = O__ _

    _N N__

    _ __

    Bercksichtige: Mehrfachbindungen Nicht-bindende Elektronenpaare benachbarter Atome Grsse der Atome

  • Gemittelte Bindungsenthalpie in mehratomigen Moleklen

    Schwankungen der Bindungsstrke sind fr Bindungen (gleicher Ordnung!) zwi