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2. Chemische Bindung Folie Nr. 1 © Wolfgang Faber 2007

2. Chemische Bindung



2.1 Grundlagen


2.1 Grundlagen

Bindung: Energieminimum durch Änderungen in der Elektronenhülle.

Oktettregel (einfaches Modell):Edelgaskonfiguration günstig die Elemente versuchen durch Abgabe oder Aufnahme von Elektronen die Edelgaskonfiguration zu erreichen.

Regel wird aber oft verletzt besseres Modell nötig!


2.1 Grundlagen

Ionisierungsenergie: Energie, die benötigt wird, um ein Elektron aus der Hülle eines neutralen Atoms zu entfernen (Abb. 24.2).


2.1 Grundlagen

1. Ionisierungsenergie: Energie, um das 1. Elektron eines neutralen Atoms zu entfernen (Abb. 24.1).


2.1 Grundlagen

Elektronenaffinität: abgegebene Energie beim Hinzufügen eines e- zu einem neutralen Atom, schwer zu messen.

Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität gelten für isolierte Atome

Elektronegativität (EN): Maß für die Fähigkeit, Bindungselektronen an sich zu ziehen


2.1 Grundlagen

Metalle: niedrige Ionisierungsenergieniedrige Elektronenaffinitätniedrige Elektronegativität

Nichtmetalle: hohe Ionisierungsenergie hohe Elektronenaffinität hohe Elektronegativität



2.2 Bindungsmodelle


2.2 Bindungsmodelle

Metalle

Nichtmetalle

Metallbindung

Ionenbindung

Atombindung


2.2 Bindungsmodelle

Metallbindung: Metall + Metall

Niedrige EN Valenzelektronen verbleiben im Metallverband, gehören aber keinem Kern

Elektronengas (frei beweglich), hält positiv geladene Atomrümpfe (Metallgitter) zusammen.


2.2 Bindungsmodelle

Ionenbindung: Metall + Nichtmetall

Großer Unterschied in der Elektronegativität Übertragung der e- zu den Nichtmetallen Geladene Teilchen (Ionen)

Metall: positiv geladen (Kation)Nichtmetall: negativ geladen (Anion)

Bindung durch elektrostatische Anziehung (ungerichtet) Ionengitter


2.2 Bindungsmodelle

Atombindung: Nichtmetall + Nichtmetall

Hohe Elektronegativität gemeinsame Nutzung der Bindungselektronen.

Gerichtete Bindung abgeschlossene Einheiten (Moleküle).



2.3 Metallbindung


2.3 Metallbindung

Alle Metalle haben durch die Metallbindung im festen (und flüssigen) Zustand gemeinsame Eigenschaften:

elektrische Leitfähigkeit Wärmeleitfähigkeit Duktilität (Biegsamkeit) Legierungsbildung Glanz Undurchsichtigkeit


2.3 Metallbindung

Metallgitter:


2.3 Metallbindung

Elektrische Leitfähigkeit durch relativ frei bewegliches Elektronengas.Stöße an Atomrümpfe elektrischer Widerstand

Formel der Metalle: Fe, Cu, ... nicht: Fe2, Cu7 (einfachste Formel!)


2.3 Metallbindung

Wichtige Metalle:

MetallWeltjahresproduktion (Mio. Tonnen)

Verwendung

Eisen 800Herstellung von Stahl und Edelstahl

Aluminium 30 Elektrotechnik, Fahrzeugbau, Verpackung, …

Chrom 20 Legierungselement für Edelstahl

Kupfer 15Elektrotechnik, Bauwesen, Installationen, …

Zink 10 Korrosionsschutz für Stahlbleche („Verzinken“)


2.3 Metallbindung

Bekannte Legierungen:

Messing: Kupfer+Zink (80/20 bis 20/80)

Bronze: Kupfer+Zinn (90/10 bis 75/25)

Amalgam: Quecksilber + anderes Metall Zahnamalgam: Quecksilber + Silber



2.4 Ionenbindung


2.4 Ionenbindung


2.4 Ionenbindung

Grund für die Bildung des Ionengitters ist die Gitterenergie, die bei der Bildung eines Ionengitters frei wird (Abb. 36.2).

Ionenverbindungen heißen auch Salze.


2.4 Ionenbindung

Struktur: Ionengitter

Eigenschaften: Festkörper hoher Schmelzpunkt Isolator spröde hart leitend in Lösungen und Schmelzen oft wasserlöslich


2.4 Ionenbindung

Benennung:

1. Metallname 2. Nichtmetallname 3. Endung (–at, -it, -id)

Beispiel: NatriumchloridCalciumbromidMagnesiumsulfat


2.4 Ionenbindung

Kationen:

1. Gruppe: 1+, z.B.: Na+, K+

2. Gruppe: 2+, z.B.: Mg2+, Ca2+

3.-12. Gruppe: verschiedene Ionenladungen, maximale Ladung ist die Anzahl der Valenzelektronen

13. Gruppe: 1+, 3+

14. Gruppe: 2+, 4+, z.B.: Pb2+, Pb4+

15. Gruppe: 3+, 5+


2.4 Ionenbindung

1.Teil des Salznamens: Name des Metalls, bei verschiedenen möglichen Ladungen römische Zahlen in Klammer.

Fe3+ Eisen(III)..., Pb2+ Blei(II)...

Spezielles Kation: NH4+ ... Ammonium (kein

Metall!)


2.4 Ionenbindung

Einatomige Anionen:Ladung: Gruppennummer - 1817. Gruppe: 1-, z.B.: Cl-, Br-, …16. Gruppe: 2-, z.B.: O2-, S2-, …15. Gruppe: 3-, z.B.: N3-, P3-, ...

2.Teil des Salznamens: Namen des Nichtmetalls, Endung lautet auf –id Ausnahmen: Oxid (O2-), Sulfid (S2-), Nitrid (N3-), Phosphid (P3-)


2.4 Ionenbindung

Formel der Salze: Positive und negative Ladungen müssen ausgeglichen sein. Es muss die einfachste Formel sein.


2.4 Ionenbindung

Beispiele:

Formel Name

NaCl Natriumchlorid

MgCl2 Magnesiumchlorid

Na2O Natriumoxid

CaO Calciumoxid


2.4 Ionenbindung

Beispiele:

Formel Name

NaBr Natriumbromid

K2S Kaliumsulfid

FeO Eisen(II)oxid

Fe2O3 Eisen(III)oxid


2.4 Ionenbindung

Beispiele:

Formel Name

AlF3 Aluminium(III)fluorid

Al2O3 Aluminium(III)oxid

PbF2 Blei(II)fluorid

FeCl3 Eisen(III)chlorid


2.4 Ionenbindung

Beispiele:

Formel Name

CuCl2 Kupfer(II)chlorid

(NH4)3P Ammoniumphosphid

Ca3N2 Calciumnitrid

PbO2 Blei(IV)oxid


2.4 Ionenbindung

Anionen mit mehreren Atomen auf -id:

OH- ... Hydroxid

CN- ... Cyanid


2.4 Ionenbindung

Anionen von Sauerstoffsäuren:

Säure Name Anion Name

H2CO3 Kohlensäure CO32- Carbonat

H2SO4

H2SO3

HNO3

HNO2

H3PO4

Schwefelsäure

Schwefelige Säure

Salpetersäure

Salpetrige Säure

Phosphorsäure

SO42-

SO32-

NO3-

NO2-

PO43-

Sulfat

Sulfit

Nitrat

Nitrit

Phosphat


2.4 Ionenbindung

Hydrogen-Anionen:

HCO3- ... Hydrogencarbonat

HSO4- ... Hydrogensulfat

HS- ... Hydrogensulfid

HPO42- ... Hydrogenphosphat

H2PO4- ... Dihydrogenphosphat


2.4 Ionenbindung

Beispiele:

Name Formel

Eisen(III)sulfat Fe2(SO4)3

Calciumphosphat Ca3(PO4)2

Ammoniumcarbonat (NH4)2CO3

Kupfer(II)hydrogensulfid Cu(HS)2

Mangan(IV)oxid MnO2


2.4 Ionenbindung

Beispiele:

Name Formel

Bariumhydrogencarbonat Ba(HCO3)2

Calciumchlorid CaCl2

Chrom(III)hydroxid Cr(OH)3

Eisen(III)hydrogenphosphat

Fe2(HPO4)3

Mangan(VII)oxid Mn2O7


2.4 Ionenbindung

Beispiele:

Name Formel

Calciumnitrid Ca3N2

Magnesiumnitrit Mg(NO2)2

Bariumnitrat Ba(NO3)2

Blei(IV)phosphat Pb3(PO4)4

Kupfer(II)sulfit CuSO3


2.4 Ionenbindung

Wichtige Salze:

SalzWeltjahresproduk-tion (Mio. Tonnen)

Verwendung

NaCl – Steinsalz od. Kochsalz

225Herstellung von Soda, Speisezwecke, Streusalz, …

CaCO3 - Kalk 116Kalkmörtel, Zement, Düngemittel, Glas, …

CaSO4 - Gips 101Zwischenwände, Spachtelgips, Gipsverbände, …

NaCO3 - Soda 32Glasherstellung, Seifenherstellung, …



2.5 Atombindung2.5.1 Grundlagen


2.5.1 Grundlagen

Einzelnes Atom:

Cl

Doppelt besetztes Atomorbital (AO) =

Nichtbindendes Elektronenpaar

Einfach besetztes Atomorbital =

Radikal-Elektron


2.5.1 Grundlagen

Bindungsvorgang:

Cl Cl Cl Cl

Doppelt besetztes Molekülorbital (MO) = Bindendes Elektronenpaar


2.5.1 Grundlagen

Zwei einfach besetzte Atomorbitale (AO) überlappen es bildet sich ein doppelt besetztes Molekülorbital (MO)

AO AO MO


2.5.1 Grundlagen

Anzahl der einfach besetzten AO in einem Atom = Anzahl der möglichen Bindungen.

Alle möglichen Bindungen werden auch geknüpft maximaler Energiegewinn.

Oft bilden sich abgeschlossene Atomverbände (Moleküle).


2.5.1 Grundlagen

Die Anzahl der möglichen Bindungen ergibt sich nach der Hundschen Regel:

H1.Gruppe:

Ein einfach besetztes s-Orbital 1 Bindung

13. Gruppe:

1 nichtbindendes Elektronenpaar, ein einfach

besetztes p-Orbital 1 Bindung

B


2.5.1 Grundlagen

14. Gruppe:

2 Bindungen

15. Gruppe:

3 Bindungen

16. Gruppe:

2 Bindungen

C

N

O


2.5.1 Grundlagen

17. Gruppe:

1 Bindung

18. Gruppe:

keine Bindungen

F

Ne


2.5.1 Grundlagen

Mehrfachbindung:fast nur bei Elementen der 2. Periode (C, N, O).

z.B.:

N N


2.5.1 Grundlagen

H2

HCl

H H

H Cl

H2OO

H H

Summen-formel

Strukturformel


2.5.1 Grundlagen

NH3

O2 O O

N2H

4

Summen-formel

Strukturformel

NH H

H

N NH HHH


2.5.1 Grundlagen

HNO

PCl3

HClO

Summen-formel

Strukturformel

NHO

PCl Cl

Cl

OH Cl


2.5.1 Grundlagen.

Summenformel: z.B. H2, HCl, H2O, NH3, ...

Keine Informationen über den Aufbau des Moleküls !

Strukturformel: Schreibweise mit Bindungsstrichen (Lewis-Schreibweise).


2.5.2 Hybridisierung


Chemie: Modell, um real existierende Bindungsverhältnisse besser verstehen zu können.

Kohlenstoff laut Hundscher Regel:

C macht aber immer 4 Bindungen

Erklärung mit Hybridisierungs-Modell.

C



Abb. 28.1



Hybridisierungsmodell:Durch Mischung der vorhandenen (leeren, einfach- oder doppelt besetzten) Orbitale entstehen neue, energiegleiche Orbitale (Hybridorbitale).

es gibt also mehr energiegleiche Orbitale

nach der Hundschen Regel können auch mehr Orbitale einfach besetzt werden

mehr Bindungen möglich

Energiegewinn !



Kohlenstoff:

sp3 – Hybridisierung

C C



Beispiele: C2H6, C2H4, C2H2, CH2O, COCl2, C2H6O, H2CO3, CH2O2, HCN, CS2

Achtung: C immer sp3-hybridisiert, H fast immer am O, keine O-O-Bindungen, keine Ringe

N, O, F: es gibt noch keine d-Orbitale keine Hybridisierung möglich/sinnvoll



ab der 3. Periode:

Einbeziehung der d-Orbitale möglich

Hybridisierung in Verbindungen mit elektronegativeren Bindungspartnern (nie mit Wasserstoff !)

maximale Bindungszahl = Anzahl der Valenzelektronen



15. Gruppe: 3,5 Bindungen

sp3d-Hybr.

Beispiel: P2O5

P

P



16. Gruppe: 2,4,6 Bindungen

Beispiel: SF6

S SS

sp3d-Hybr. sp3d2-Hybr.



17. Gruppe: 1,3,5,7 Bindungen

sp3d sp3d2 sp3d3

Beispiele: HClO, HClO2, HClO3, HClO4

Cl Cl Cl Cl



Weitere Beispiele (mit Hybridisierung):

SO3, PCl5, HIO2, POCl3, SOCl2, H3PO4


2.5.3 Räumliche Struktur

2.5.3 Räumliche Struktur von Molekülen

VSEPR-Modell (Valence Shell Electron Pair Repulsion):

1. Elektronenpaare ordnen sich so, dass sie maximale Entfernung voneinander haben

2. Mehrfachbindungen haben gleichen Platzbedarf wie Einfachbindungen

3. Nichtbindende Elektronenpaare haben erhöhten Platzbedarf


2.5.3 Räumliche Struktur.

SV: Mit dem Molekülbaukasten (27*H, 10*C, 1*N, 4*O):

H2O, NH3, CO2, CH4, C2H6, C2H4, C2H2, C2H6O

Bindungswinkel abschätzen

Exakte Winkel nach VSEPR überlegen

„Richtige“ Formeln ins Heft zeichnen und Winkel angeben.


2.5.4 Polarisierte Bindung


Polarisierte Bindung: Unterschiede der EN der Bindungspartner > 0,3

Die polarisierte Bindung ist ein Mittelding zwischen Atombindung und Ionenbindung.

Elektronen eher beim elektronegativeren Bindungspartner, aber kein Ladungstransfer !

Teilladungen: + bzw. -



Polares Molekül (=Dipol): Schwerpunkt der positiven Teilladungen und der Schwerpunkt der negativen Teilladungen fallen nicht zusammen.

Beispiele:

O C O

CH H

H

HEN 3,

52,

53,

52,

2

2,2

2,5

2,2

2,2

+ --+-

polarisierte Bindungen

unpolarkeine polarisierten Bindungen, unpolar

OH H

3,5

2,2

2,2

+ +

-+

-

polarisierte Bindungen

polar = Dipol


2.5.4 Polarisierte Bindung.

Jedes polare Molekül (= jeder Dipol) muss polarisierte Bindungen enthalten, aber nicht jede Verbindung mit polarisierten Bindungen ist auch ein polares Molekül (=Dipol).

Zwischen Dipolen wirken starke Kräfte hohe Schmelz- und Siedepunkte

Weitere Beispiele: NH3, HF, H2S, CCl4.



2.6 Nebenvalenzen


2.6 Nebenvalenzen

Nebenvalenzen: schwache Bindungskräfte zwischen einzelnen Molekülen

van der Waals - Bindung: Kraft zwischen unpolaren Molekülen, schwächste Nebenvalenz

Dipol – Dipol - Wechselwirkung:Wirkt zwischen Dipolmolekülen, abhängig von

Dipolstärke

Wasserstoffbrückenbindung:Stärkste Nebenvalenz, wirkt zwischen einem positiv polarisierten H-Atom und einem negativ polarisierten Atom mit nichtbindenden Elektronenpaaren.


2.6 Nebenvalenzen.

Beispiel H2O:

H-Brücken für hohen Siedepunkt verantwortlich.

H-Brücken stabilisieren außerdem z.B. Eiweißmoleküle, die Erbsubstanz, ...

Abb. 32.1.



2.7 Eigenschaften von Molekülen



Siedepunkte: Abhängig von Molekülmasse und Stärke der NebenvalenzkräfteBeispiel Edelgase: Siedepunkt abhängig von der Molekülmasse (Abb. 29.2):



Beispiel H-Brücken: Abb. 31.2


2.7 Eigenschaften von Molekülen.

Löslichkeit:

Polare Stoffe sind in polaren Lösungsmitteln, unpolare Stoffe in unpolaren Lösungsmitteln löslich

Hydrophil (=lipophob): leicht wasserlöslich, meist polare Stoffe

Hydrophob (=lipophil): wasserunlöslich, meist unpolare Stoffe.



2.8 Wichtige Moleküle

siehe Buch S.34