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Kursleiter

Mag. Wolfgang Mittergradnegger

Auswahlverfahren MedizinPrüfungsgebiet Chemie

2.TerminChemische Bindung

IFS Kurs 2009

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Warum verbinden sich Atome?

Alle  Atome  versuchen,  einen  energetisch möglichst  günstigen  Zustand  zu  erreichen. Edelgase  sind  dabei  sozusagen  ein  „Vorbild“,  da sie  eine  besonders  günstige  Elektronen‐konfiguration (s2p6 =  8  Valenzelektronen  ‐“Edelgaskonfiguration“ )  in  ihrer  Valenzschale aufweisen. 

Es  gibt  nun  für  Atome  unterschiedliche Möglichkeiten,  diesen  energetisch  günstigen Zustand zu erreichen.

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Wie verbinden sich Atome?

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Wie verbinden sich Atome?

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PSE

Me NiMe

Metallbindung Atombindung

METALLE SALZEflüchtig

zersetzlich

diamantartig

Kleine MoleküleMolekülgitter

AtomeAtomgitter

Grosse MoleküleMolekülgitter

Ionenbindung

Metallgitter Ionengitter

gute Strom‐ und WärmeleiterVerformbar, Glanz

kleine Ionisierungsenergiegroße Elektronenaffinitä, geringe ENgeringe Anzahl an Valenzelektronenbilden Legierungen (Mischungen)

sprödebei RT festhoher Fp/Kpwasserlöslich

im festen Zustand IsolatorLösung leitet Strom (Elektrolyt)

Wie verbinden sich Atome?

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Chemische Bindung

Hauptvalenzen1. Ionenbindung: geladene Teilchen

2. Atombindung (Kovalente Bindung): bindende Elektronenpaare

3. Metallbindung: Atomrümpfe und Elektronengas

Nebenvalenzen1. Dipol‐Dipol‐Kräfte ‐Wasserstoffbrückenbindung

2. Van der Waals Kräfte

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IONENBINDUNG

Bindung zwischen Me + NiMe (großer EN Unterschied)

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IONENBINDUNGTeilschritte

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IONENBINDUNGEnergiebilanz

Das Erreichen der Edelgaskonfiguration der beteiligten Ionen ist nicht die Triebkraft der Reaktion, sondern die Bildung energiearmer und damit stabiler Ionenkristalle.

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IONENBINDUNGBeschreibung

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IONENBINDUNGBeschreibung

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IONENBINDUNGBenennen der Salze & Chemische Formel

1. NAMEMetallname (Ladung des Kations)    AnionnameMagnesium (II)                      chlorid

Mg Cl  22. FORMEL

Die  chemische  Formel  der  Salze  ist  eine  Verhältnisformel,  die  das Teilchenverhältnis der Kationen und Anionen zueinander angibt.

In  festem  Magnesium(II)‐chlorid sind  Magnesiumionen (Mg2+ )  und Chloridionen (Cl‐) im Verhältnis 1 : 2 vorhanden.

Fe2O3  =  Eisen(III)‐oxid und  bedeutet,  dass  in  festem  Eisen(III)‐oxid die Eisen(III)‐ionen (Fe 3+ ) und die Oxidionen (O2‐) im Verhältnis 2 : 3 vorhanden sind!

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IONENBINDUNGEinfache Ionen & Komplexionen

Komplexe Kationen H3O+ Hydronium-IonNH4+ Ammonium-Ionen

Komplexe Anionen CO32- Carbonat-IonHCO3

- Hydrogencarbonat-IonNO3

- Nitrat-IonNO2

- Nitrit-IonPO43- Phosphat-IonHPO42- Hydrogenphosphat-IonH2PO4- Dihydrogenphosphat-IonSO32- Sulfit-IonHSO3

- Hydrogensulfit-IonSO42- Sulfat-IonHSO4

- Hydrogensulfat-IonOH- Hydroxid-Ion

Einfache Kationen Na+ Ca 2+ Al 3+

Einfache Anionen Cl - O 2- N 3-

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IONENBINDUNGTypische Eigenschaften der Salze

sprödeIonengitterbei RT festhoher Fp/Kpwasserlöslich

im festen Zustand IsolatorLösung leitet Strom (Elektrolyt)

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IONENBINDUNGBeispiele

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IONENBINDUNGZusammenfassung

• Bindung zwischen Me + NiMe (großes ΔEN)• Übergang von Elektronen vom Me auf das NiMe• Kationen + Anionen (Elektroneutralität!)• Ionengitter  ‐ hohe Gitterenergie!• Typische Eigenschaften von Salzen: 

– Ionengitter– spröde– bei RT fest– Hoher Fp/Kp– Im festen Zustand  Isolator– wasserlöslich– Lösung = Elektrolyt

• Einfache Ionen (geladene Atome)• Komplexionen (geladene Atomgruppen)• Salzformel = Verhältnisformel • Namensgebung:  Zuerst Kation, dann Anion

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Cäsiumchloird

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• Bindung zwischen NiMe+NiMe

• Ausbildung gemeinsamer Elektronenpaare  bindende Elektronenpaare

• Häufig Bildung von Molekülen (genau abgegrenzte chemische Einheiten aus 2 oder mehreren kovalentverbundenen NiMe‐Atomen)  Molekülgitter

• Manchmal Bildung von Atomgittern (Grafit, Diamant, Quarz…)

ATOMBINDUNGElektronenpaarbindung/Kovalente Bindung/Homöopolare Bindung

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• Wichtige Begriffe: – bindende und nicht bindende Elektronenpaare

– Einfach/Mehrfachbindungen //Sigma/Pi‐Bindung

– Strukturformeln (Lewis‐Formeln)

– Polarität der Bindung

– VSEPR

– Dipol

– Hybridisierung

– Formalladungen

– Mesomerie

ATOMBINDUNG

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H. + .H                    H‐H                        H2

2 H Atome H2‐Molekül  = 2 miteinander verbundene H‐Atome

Lewis‐Formel Summenformel

Bindendes Elektronenpaar

AtombindungWasserstoffmolekül

Molekülorbital

Bindendes Elektronenpaar

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Moleküle bestehen aus mindestens 2 NiMe

Mindestens 2 gleiche  Elementmoleküle

Mindestens 2 verschiedene 

Verbindungsmoleküle

ATOMBINDUNGMoleküle

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O: + : O                 O  =  O                   O2

N   +   N                N    N N2

einzelne Atome    Strukturformel        Summenformel

ATOMBINDUNGElementmoleküle

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• stehen in der 17. Gruppe (VII. Hauptgruppe) 

• bilden Elementmoleküle

• giftig

• F‐F           F2      gasf.• Cl‐Cl        Cl2     gasf.• Br‐Br       Br2   schwere Flkt

• I‐I             I2       schwarzer Festkörper, sublimiert violett

ATOMBINDUNGElementmoleküle - Halogene

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Schwefelatome sind nicht gelb, sondern nur die Anhäufung  vieler S8‐Moleküle kann gelb erscheinen

ATOMBINDUNGElementmoleküle - Schwefel

S8 ‐Molekül

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AtombindungMolekülverbindungen ‐Methan

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AtombindungMolekülverbindungen ‐Wasser

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CH4

A = 16u

bei RT gasförmig

Atombindung? FRAGE ?

H20

A = 18 u

bei RT flüssig

? Warum ist das so ?  

? Beide Moleküle sind doch fast  gleich groß und schwer ?

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Polarität der Bindung ‐ Dipol

Molekülgeometrie ‐ Räumlicher Bau

Atombindung! Antwort !

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• Unterschiede in der EN zwischen verschiedenen  NiMe‐Atomen sind der Grund für die Bildung von polaren  Atombindungen

• Dabei wird das bindende Elektronenpaar etwas stärker zum elektronegativeren Atom hingezogen

• Daraus ergibt sich eine Ladungsverschiebung im Molekül

AtombindungPolare Atombindung

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Bei geeignetem räumlichen Bau des Moleküls kann sich ein DIPOL bilden

AtombindungPolare Atombindung

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AtombindungPolare Atombindung ‐ Beispiele

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AtombindungPolare Atombindung

• H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2– reine Atombindung. Sind alle unpolar, weil es 

keine Elektronegativitätsunterschied(ΔEN=0) zwischen den Atomen gibt

• H2O, NH3, SO2 …

– polare Atombindung. Elektronegativitätsunterschied zwischen den Atomen (0 < ΔEN < 1,8)

Bei Molekülen mit polarer Atombindung können sich bei geeignetem räumlichen Bau DIPOLE ausbilden!        

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• VSEPR= Valence‐Shell‐Electron‐Pair‐RepulsionValenz‐Schalen‐Elektronen‐Paar‐Abstoßungs‐Modell

• Die  Elektronen  der  Valenzschale  stoßen einander ab und nehmen daher eine Anordnung  im  Raum  ein,  bei  der  sie  möglichst  weit voneinander entfernt sind 

• 1957 von Gillespie und Nyholm entwickelt

• sehr anschaulich und leicht anzuwenden

AtombindungRäumlicher Bau von Molekülen ‐ VSEPR Modell

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• REGEL 1:    Alle Elektronenpaare versuchen, möglichst viel Platz für sich zu beanspruchen

• REGEL 2:  Nichtbindende Elektronenpaare benötigen mehr Platz als bindende

• REGEL 3:  Mehrfachbindungen zählen im VSEPR‐Modellals Einfachbindungen

AtombindungVSEPR Modell ‐ Regeln

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4 bindende ElektronenpaareBindungswinkel = 109,5°

tetraedrische Struktur

AtombindungVSEPR Modell ‐ Beispiel Methan

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AtombindungVSEPR Modell ‐ Beispiel Ammoniak

3 bi + 1 nibi ElektronenpaarBindungswinkel  = 107°

trigonal pyramidale Struktur 3 bindende Elektronenpaare

1 nichtbindendes Elektronenpaar

107°

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2 bi + 2 nibi ElektronenpaareBindungswinkel =  105°

gewinkelte Struktur

AtombindungVSEPR Modell ‐ Beispiel Wasser

H H

2 nichtbindende Elektronenpaare

2 bindende Elektronenpaare

105°

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2 bi Elektronenpaare Bindungswinkel = 180°

linear gestreckt

2 bindende Elektronenpaare

180°

AtombindungVSEPR Modell  ‐ Beispiel Kohlenstoffdioxid

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AtombindungVSEPR Modell ‐ Beispiel Chlorwasserstoff

3 nichtbindende Elektronenpaare

1 bindendes Elektronenpaar

1 bi + 3 nibi Elektronenpaare Bindungswinkel = 180°linear gestreckt

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3 bi ElektronenpaareBindungswinkel = 120°

trigonal planar

AtombindungVSEPR Modell  ‐ Beispiel Methanal

3 bindende Elektronenpaare

!!! Doppel ‐Bi = Einfach Bi !!!

120°

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PCl5

5 bi ElektronenpaareBindungswinkel = 120°/ 90°

trigonal‐ bipyramidal

AtombindungVSEPR Modell ‐ weitere Möglichkeiten

SF6

6 bi ElektronenpaareBindungswinkel = 90°

oktaedrisch

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Wechselwirkungen  zwischen MolekülenNebenvalenzen

1. Zwischen polaren Molekülen– Dipol‐Dipol‐WW

– Wasserstoffbrückenbindungen• Spezialfall der Dipol‐Dipol‐WW

• wichtige Bedeutung  z.B. bei Wasser, DNA, Evolution…

2. Zwischen unpolaren Molekülen– Van der Waals Kräfte 

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Wechselwirkungen  zwischen MolekülenNebenvalenzen

Dipol‐Dipol‐WW Wasserstoffbrückenbindungen Van der Waals‐Kräfte

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• Schmelz‐ und Siedepunkte

• Lösungsverhalten („Similia similibus solvuntur“)

• hydrophil/ hydrophob  ‐ lipophil/lipophob

Beispiel: Vergleich CH4 / H20

Wechselwirkungen  zwischen MolekülenNebenvalenzen und ihre Auswirkungen

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AtombindungMolekülverbindungen

• „Flüchtige Stoffe“– kleine  Moleküle,  geringe  gegenseitige  Anziehung, gasförmig, z. B.: H2, O2 ,N2 , Cl2

• „Zersetzliche Stoffe“– Grosse Moleküle,  stärkere  gegenseitige  Anziehung, Bindungen im Molekül brechen z.T. vor Erreichen des Siedepunkts, z.B.: Zucker (Karamell) 

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Atombindung Hybridorbitale ‐ Kohlenstoff

sp3-hybridisierter

Zustand

sp2-hybridisierter

Zustand

sp-hybridisierter

Zustand

(2sp3)4

4 Bindungspartner

4 σ-Bindungen

Bindungswinkel = 109,5°

tetraedrisch

3 Bindungspartner

3 σ + 1 π-Bindung

Bindungswinkel = 120°

trigonal planar

2 Bindungspartner

2 σ + 2 π-Bindungen

Bindungswinkel=180°

linear

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AtombindungEthan / sp3 ‐Hybridisierung

σ‐ Bindung (1 Überlappungsbereich!)

Freie Drehbarkeit !!!

Winkel: 109,5°tetreadrisch

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σ‐Bindung  + π‐Bindung ( 2 Überlappungsbereiche!) 

Keine freie Drehbarkeit !!!

AtombindungEthen / sp2‐Hybridisierung

Winkel: 120°trigonal planar

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AtombindungEthin / sp‐Hybridisierung

Winkel: 180°Linear gestreckt

σ‐Bindung  + 2 π‐Bindungen (2 Überlappungsbereiche!) 

Keine freie Drehbarkeit !!!

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• Mesomerie (‐griech.: in der mitte liegend).• Damit bezeichnet man eine  Situation, bei der der Zustand eines Moleküls 

nicht mehr durch eine einige Struktrformel exakt wiedergegeben kann. Man muss vielmehr mehrere sogenannte Grenzstrukturen  formulieren, die aber jeweils nur eine  theoretische Extremsituation des Moleküls darstellen. Der tatsächliche  Zustand  befindet  sich  irgendwo  zwischen  diesen Grenzstrukturen.

• Kennzeichen mesomerer Systeme  sind  Elektronen, die nicht  nur  zwischen    2  Atomen  „eingesperrt“ sind,  sondern  über  mehrere  Atome  hinweg „verteilt“ wandern  können.  Diese  Elektronen  bezeichnet  man  als delokalisierte Elektronen

AtombindungMesomerie

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AtombindungMesomerie ‐Benzen

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AtombindungMesomerie ‐Benzen

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Salpetersäure

Schwefeltrioxid

Ozon

Nitromethan

AtombindungMesomerie ‐ Beispiele

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sp3

ATOMBINDUNGAtomgitter

Diamant sp2Graphit

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ATOMBINDUNGAtomgitter ‐ Diamant

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ATOMBINDUNGAtomgitter ‐ Graphit

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ATOMBINDUNGAtomgitter ‐ Diamant & Graphit

Diamant Graphit

Struktur: AtomgitterAtomgitter, locker 

zusammenhaltende Schichten

Dichte:  3,5 g/cm³ 2,3 g/cm³

Farbe: farblos schwarz‐grau

Elektrische Leitfähigkeit: leitet kein Stromleitet Strom

delokalisierte Elektronen

Brennbarkeit: nicht brennbar, wandelt sich bei 3700°C in Graphit um

schwer brennbar

Härte: sehr hart sehr weich

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AtombindungZusammenfassung

• „Flüchtige Stoffe“– kleine  Moleküle,  geringe  gegenseitige  Anziehung, gasförmig, z. B.: H2, O2 ,N2 , Cl2

• „Zersetzliche Stoffe“– Grosse Moleküle,  stärkere  gegenseitige  Anziehung, Bindungen im Molekül brechen z.T. vor Erreichen des Siedepunkts, z.B.: Zucker (Karamell) 

• „Harte Stoffe“– Atomgitter

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ATOMBINDUNGElementmoleküle

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ATOMBINDUNGWasserstoffverbindungen

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ATOMBINDUNGNichtmetall‐Oxide

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ATOMBINDUNGSauerstoffsäuren

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Metallbindung

Bindung zwischen Metallatomen

Metalle haben ganz spezielle Eigenschaften

Diese Eigenschaften sind auf den speziellen Aufbau der Metall zurückzuführen

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‐ gute elektrische Leiter‐ gute Wärmeleiter‐ verformbar‐ Glanz‐ geringe EN‐ kleine Ionisierungsenergie‐ große Elektronenaffinität‐ geringe Anzahl an Valenzelektronen‐ bilden Legierungen (Mischungen)

MetallbindungEigenschaften der Metalle

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Metallatome    lagern  sich  ganz  dicht  zusammen  (dichteste Kugelpackung).  Dabei  belegen  die  positiven  Atomrümpfe   (= Atom ohne Valenzschale) die Gitterplätze

Die Valenzelektronen aller Me‐Atome bilden ein gemeinsames,   über alle  Atome ausgedehntes Orbital, in dem sie sich frei bewegen können („Elektronengas“ =  Summe aller Außenelektronen;  vgl.    Mesomerie!)

Das „Elektronengas“ hält die positiven Atomrümpfe zusammen 

Metallbindung

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MetallbindungLithium