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Prof. Dr. Helmut Sitzmann
Vorkurs Allgemeine Chemie für Ingenieure und Biologen
17. Oktober 2017Dr. Helmut Sitzmann, Apl.-Professor für Anorganische Chemie
DIE CHEMISCHE BINDUNG
Ionische Bindung, Beispiel NatriumchloridTrifft Chlorgas bei 100 °C auf Natrium, kommt eine heftige Reaktion in Gang.
Natrium verbrennt mit gelber Flamme zu einem farblosen Feststoff: Kochsalz.
Videos: https://www.youtube.com/watch?v=xD96PYNhZzY
https://www.youtube.com/watch?v=z7XXBoOzxNg
Aus Natriumatomen (Radius 186 pm) werden dabei Natrium-Kationen Na+ mit
einem Radius von 102 pm. Die Chlormoleküle (Cl2) spalten sich in getrennte
Chlorid-Ionen mit einem Radius von 181 pm. Das Foto veranschaulicht die
Größenverhältnisse im Natriumchlorid.
2 Na + Cl2 2 NaCl
Natrium gibt ein Valenzelektron an Chlor ab,
weil die Elektronegativität von Chlor viel höher
als die des Natriums ist: Chlor wirkt anziehend
auf Elektronen.
Ionische Bindung, Beispiel Natriumchlorid
Durch Abgabe eines Elektrons
erlangt Natrium die Elektronen-
konfiguration des Edelgases
Neon.
Chlor nimmt ein Elektron auf und
hat damit eine Argonschale.
Die ionische Bindung besteht in
der elektrostatischen Anziehung
zwischen Kation und Anion.
NATRIUMCHLORID-GITTERTYP
Ionengitter sind die meist hoch-
symmetrische Konsequenz der
elektrostatischen Kräfte.
Das Kation ist meist der kleine-
re Partner und umgibt sich mit
möglichst vielen Anionen.
Aufgrund der Elektroneutralität
kommt im Natriumchlorid auf
jedes Kation ein Anion.
Deshalb sind auch die Koordi-
nationszahlen gleich:
Jedes Na+ - Ion ist von sechs
nächsten Cl- - Nachbarn umge-
ben.
Ebenso hat jedes Cl- - Anion
sechs nächste Na+ - Nachbarn.
ZINKBLENDE-GITTERTYP
Die ionische Bindung ist schwach zwischen
großen Teilchen mit niedriger Ladungsdichte.
Kleine Teilchen mit hoher Ladungsdichte er-
geben starke ionische Bindungen.
Die Abbildung zeigt das Ionengitter des Mine-
rals Zinkblende mit der Formel ZnS (Zinksulfid).
Formel Kation Anion Härte* F.p./°C K.p. /°C
NaCl Na+ Cl- 2 801 1461
MgO Mg2+ O2- 6 2852 3600
Al2O3 Al3+ O2- 9 2050 2980
* Nach Mohs
METALLISCHE BINDUNG
HIER DER KUBISCH RAUMZENTRIERTE TYP
Der kubisch raumzentrierte Gittertyp
wird von vielen Metallen bevorzugt
(-Fe, W, Alkali- und Erdalkalimetalle
und andere).
KUPFER-GITTERTYP
KUBISCH FLÄCHENZENTRIERT
Im Metall verlassen Valenzelek-
tronen des Metalls die Atome
und bewegen sich frei im Metall-
gitter wie ein Gas.
Die metallische Bindung ergibt
sich aus der Anziehungskraft
zwischen den Metall-Kationen
und dem Elektronengas.
Die beweglichen Elektronen sind
für die elektrische Leitfähigkeit
der Metalle verantwortlich.
Auch beim Biegen bleibt der
Zusammenhalt der Metallatome
erhalten (Unterschied zum
Ionengitter).
METALLGITTER
HEXAGONAL (MAGNESIUM-TYP)
EINE KUGEL DER NÄCHSTEN SCHICHT
KOVALENTE BINDUNG: GEMEINSAME
NUTZUNG VON VALENZELEKTRONEN
Valenzelektron = Elektron in der
äußeren Schale; Abk. VE
Ein H-Atom besitzt ein Elektron.
Zwei H-Atome können ihre bei-
den Elektronen gemeinsam nut-
zen. So findet jedes der beiden
H-Atome in seiner Valenzschale
ein Elektronenpaar.
Mit zwei Elektronen ist die Valenzschale eines H-Atoms gefüllt. Im H2-Molekül
verfügen beide H-Atome über die Edelgasschale des Heliums.
Wenn ein Sauerstoffatom (6 VE) mit zwei Wasserstoffatomen ein Wassermo-
lekül ausbildet, erlangen die Wasserstoffatome je eine Heliumschale und das
Sauerstoffatom eine Neonschale mit acht Außenelektronen
KOVALENTE BINDUNG: GEMEINSAME
NUTZUNG VON VALENZELEKTRONEN
KOVALENTE BINDUNG: GEMEINSAME
NUTZUNG VON VALENZELEKTRONEN
KOVALENTE BINDUNG: GEMEINSAME
NUTZUNG VON VALENZELEKTRONEN
KOVALENTE BINDUNG – ENERGIEMINIMUM
– GLEICHGEWICHTSABSTAND H-H
Potenzialkurve für zwei Wasserstoffatome:
Energie in Abhängigkeit vom Abstand r(H-H).
Bei großem Abstand ist der Effekt Null.
Bei Annäherung resultiert ein Energieminimum
beim Gleichgewichtsabstand der beiden Atome.
Hier bildet sich ein sehr stabiler Zustand:
Indem sich beide Valenzelektronen bevorzugt
zwischen den beiden Atomkernen aufhalten
und dort von der Anziehungskraft beider Atom-
kerne profitieren, halten sie auch das Molekül
zusammen.
Bei noch stärkerer Annäherung wachsen
abstoßende Kräfte zwischen den beiden
Atomkernen und zwischen den beiden Elek-
tronen rasch an.
KOVALENTE BINDUNG
ELEKTRONENDICHTEVERTEILUNG
POLARE BINDUNGEN
DIPOLMOMENT DER HALOGENWASSERSTOFFE
Formel Atom- EN-Diff. Dipolmoment Ladungs-
abstand (Einheit Debye) trennung
HF 92 pm 1.9 1.82 0.413
HCl 127 pm 0.9 1.08 0.178
HBr 141 pm 0.7 0.82 0.121
HI 161 pm 0.4 0.44 0.057
Das Dipolmoment wird in Debye angegeben (Symbol D)
Eine positive und eine negative Elementarladung im Abstand von 1 Å
entsprechen einem Dipolmoment von 4.79 D
1 D = 3.34 x 10-30 C.m
Die Angabe der Ladungstrennung erfolgt in Elementarladungen
GESTALT DER MOLEKÜLE
C
Cl
ClCl
Cl
Tetrachlorkohlenstoff
VALENZELEKTRONENZAHL ERMITTELN
Carbonat enthält ein C- und drei O-
Atome, die jeweils ein Oktett erreichen
sollen. Ohne Bindungen wären dafür 32
Valenzelektronen erforderlich. Weil nur
24 VE zur Verfügung stehen, müssen
folglich acht VE “doppelt gezählt”, also
in Form von Bindungen gemeinsam
genutzt werden. Das gelingt, indem vier
Bindungen eingetragen werden.
Ebenso ergeben sich vier Bindungen für
Sulfat und für das Ammonium-Kation.
WEITERE BEISPIELE
H H F F O O N N
HO
HN
HH H
CH
H H
H
H
C
H
C
H
H
H
O C N
H
N C S
H
N N N
+ -
NO O
O
--+
NOO
.+
-
DIPOL-DIPOL-WECHSELWIRKUNG
DIPOLE ALS LÖSUNGSMITTEL
+
+
+
++
- -
+
+
- -
+ +
- -
- -+
+
- -
+
+
-
++
- -
+
+
- -
+ +
- -
- -+
+
- -
WASSERSTOFFBRÜCKENBINDUNG -
EIN SONDERFALL DER
DIPOL-DIPOL-WECHSELWIRKUNG
H2O +100 °C HF +19.6 °C
H2S - 60.3 °C HCl - 85 °C
VAN DER WAALS - WECHSELWIRKUNG
Fluktuierende Dipolmomente induzieren beim
Nachbaratom ebenfalls ein Dipolmoment
Dies gelingt um so besser, je leichter ein Atom
sich polarisieren lässt
Die Van der Waals-Wechselwirkung ist an allen
intermolekularen Prozessen beteiligt. Sie fällt
aber wegen ihrer Schwäche nur dort auf, wo
die stärkeren Kräfte fehlen (Edelgase, KWS)
