2. chemische bindung folie nr. 1 © wolfgang faber 2007 2. chemische bindung
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2. Chemische Bindung Folie Nr. 1 © Wolfgang Faber 2007
2. Chemische Bindung
2. Chemische Bindung Folie Nr. 2 © Wolfgang Faber 2007
2. Chemische Bindung
2.1 Grundlagen
2. Chemische Bindung Folie Nr. 3 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 4 © Wolfgang Faber 2007
2.1 Grundlagen
Ionisierungsenergie: Energie, die benötigt wird, um ein Elektron aus der Hülle eines neutralen Atoms zu entfernen (Abb. 24.2).
2. Chemische Bindung Folie Nr. 5 © Wolfgang Faber 2007
2.1 Grundlagen
1. Ionisierungsenergie: Energie, um das 1. Elektron eines neutralen Atoms zu entfernen (Abb. 24.1).
2. Chemische Bindung Folie Nr. 6 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 7 © Wolfgang Faber 2007
2.1 Grundlagen
Metalle: niedrige Ionisierungsenergieniedrige Elektronenaffinitätniedrige Elektronegativität
Nichtmetalle: hohe Ionisierungsenergie hohe Elektronenaffinität hohe Elektronegativität
2. Chemische Bindung Folie Nr. 9 © Wolfgang Faber 2007
2. Chemische Bindung
2.2 Bindungsmodelle
2. Chemische Bindung Folie Nr. 10 © Wolfgang Faber 2007
2.2 Bindungsmodelle
Metalle
Nichtmetalle
Metallbindung
Ionenbindung
Atombindung
2. Chemische Bindung Folie Nr. 11 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 12 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 13 © Wolfgang Faber 2007
2.2 Bindungsmodelle
Atombindung: Nichtmetall + Nichtmetall
Hohe Elektronegativität gemeinsame Nutzung der Bindungselektronen.
Gerichtete Bindung abgeschlossene Einheiten (Moleküle).
2. Chemische Bindung Folie Nr. 15 © Wolfgang Faber 2007
2. Chemische Bindung
2.3 Metallbindung
2. Chemische Bindung Folie Nr. 16 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 17 © Wolfgang Faber 2007
2.3 Metallbindung
Metallgitter:
2. Chemische Bindung Folie Nr. 18 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 19 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 20 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 22 © Wolfgang Faber 2007
2. Chemische Bindung
2.4 Ionenbindung
2. Chemische Bindung Folie Nr. 23 © Wolfgang Faber 2007
2.4 Ionenbindung
2. Chemische Bindung Folie Nr. 24 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 25 © Wolfgang Faber 2007
2.4 Ionenbindung
Struktur: Ionengitter
Eigenschaften: Festkörper hoher Schmelzpunkt Isolator spröde hart leitend in Lösungen und Schmelzen oft wasserlöslich
2. Chemische Bindung Folie Nr. 26 © Wolfgang Faber 2007
2.4 Ionenbindung
Benennung:
1. Metallname 2. Nichtmetallname 3. Endung (–at, -it, -id)
Beispiel: NatriumchloridCalciumbromidMagnesiumsulfat
2. Chemische Bindung Folie Nr. 27 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 28 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 29 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 30 © Wolfgang Faber 2007
2.4 Ionenbindung
Formel der Salze: Positive und negative Ladungen müssen ausgeglichen sein. Es muss die einfachste Formel sein.
2. Chemische Bindung Folie Nr. 31 © Wolfgang Faber 2007
2.4 Ionenbindung
Beispiele:
Formel Name
NaCl Natriumchlorid
MgCl2 Magnesiumchlorid
Na2O Natriumoxid
CaO Calciumoxid
2. Chemische Bindung Folie Nr. 32 © Wolfgang Faber 2007
2.4 Ionenbindung
Beispiele:
Formel Name
NaBr Natriumbromid
K2S Kaliumsulfid
FeO Eisen(II)oxid
Fe2O3 Eisen(III)oxid
2. Chemische Bindung Folie Nr. 33 © Wolfgang Faber 2007
2.4 Ionenbindung
Beispiele:
Formel Name
AlF3 Aluminium(III)fluorid
Al2O3 Aluminium(III)oxid
PbF2 Blei(II)fluorid
FeCl3 Eisen(III)chlorid
2. Chemische Bindung Folie Nr. 34 © Wolfgang Faber 2007
2.4 Ionenbindung
Beispiele:
Formel Name
CuCl2 Kupfer(II)chlorid
(NH4)3P Ammoniumphosphid
Ca3N2 Calciumnitrid
PbO2 Blei(IV)oxid
2. Chemische Bindung Folie Nr. 35 © Wolfgang Faber 2007
2.4 Ionenbindung
Anionen mit mehreren Atomen auf -id:
OH- ... Hydroxid
CN- ... Cyanid
2. Chemische Bindung Folie Nr. 36 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 37 © Wolfgang Faber 2007
2.4 Ionenbindung
Hydrogen-Anionen:
HCO3- ... Hydrogencarbonat
HSO4- ... Hydrogensulfat
HS- ... Hydrogensulfid
HPO42- ... Hydrogenphosphat
H2PO4- ... Dihydrogenphosphat
2. Chemische Bindung Folie Nr. 38 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 39 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 40 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 41 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 43 © Wolfgang Faber 2007
2. Chemische Bindung
2.5 Atombindung2.5.1 Grundlagen
2. Chemische Bindung Folie Nr. 44 © Wolfgang Faber 2007
2.5.1 Grundlagen
Einzelnes Atom:
Cl
Doppelt besetztes Atomorbital (AO) =
Nichtbindendes Elektronenpaar
Einfach besetztes Atomorbital =
Radikal-Elektron
2. Chemische Bindung Folie Nr. 45 © Wolfgang Faber 2007
2.5.1 Grundlagen
Bindungsvorgang:
Cl Cl Cl Cl
Doppelt besetztes Molekülorbital (MO) = Bindendes Elektronenpaar
2. Chemische Bindung Folie Nr. 46 © Wolfgang Faber 2007
2.5.1 Grundlagen
Zwei einfach besetzte Atomorbitale (AO) überlappen es bildet sich ein doppelt besetztes Molekülorbital (MO)
AO AO MO
2. Chemische Bindung Folie Nr. 47 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 48 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 49 © Wolfgang Faber 2007
2.5.1 Grundlagen
14. Gruppe:
2 Bindungen
15. Gruppe:
3 Bindungen
16. Gruppe:
2 Bindungen
C
N
O
2. Chemische Bindung Folie Nr. 50 © Wolfgang Faber 2007
2.5.1 Grundlagen
17. Gruppe:
1 Bindung
18. Gruppe:
keine Bindungen
F
Ne
2. Chemische Bindung Folie Nr. 51 © Wolfgang Faber 2007
2.5.1 Grundlagen
Mehrfachbindung:fast nur bei Elementen der 2. Periode (C, N, O).
z.B.:
N N
2. Chemische Bindung Folie Nr. 52 © Wolfgang Faber 2007
2.5.1 Grundlagen
H2
HCl
H H
H Cl
H2OO
H H
Summen-formel
Strukturformel
2. Chemische Bindung Folie Nr. 53 © Wolfgang Faber 2007
2.5.1 Grundlagen
NH3
O2 O O
N2H
4
Summen-formel
Strukturformel
NH H
H
N NH HHH
2. Chemische Bindung Folie Nr. 54 © Wolfgang Faber 2007
2.5.1 Grundlagen
HNO
PCl3
HClO
Summen-formel
Strukturformel
NHO
PCl Cl
Cl
OH Cl
2. Chemische Bindung Folie Nr. 55 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 57 © Wolfgang Faber 2007
2.5.2 Hybridisierung
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
2. Chemische Bindung Folie Nr. 58 © Wolfgang Faber 2007
2.5.2 Hybridisierung
Abb. 28.1
2. Chemische Bindung Folie Nr. 59 © Wolfgang Faber 2007
2.5.2 Hybridisierung
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 !
2. Chemische Bindung Folie Nr. 60 © Wolfgang Faber 2007
2.5.2 Hybridisierung
Kohlenstoff:
sp3 – Hybridisierung
C C
2. Chemische Bindung Folie Nr. 61 © Wolfgang Faber 2007
2.5.2 Hybridisierung
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
2. Chemische Bindung Folie Nr. 62 © Wolfgang Faber 2007
2.5.2 Hybridisierung
ab der 3. Periode:
Einbeziehung der d-Orbitale möglich
Hybridisierung in Verbindungen mit elektronegativeren Bindungspartnern (nie mit Wasserstoff !)
maximale Bindungszahl = Anzahl der Valenzelektronen
2. Chemische Bindung Folie Nr. 63 © Wolfgang Faber 2007
2.5.2 Hybridisierung
15. Gruppe: 3,5 Bindungen
sp3d-Hybr.
Beispiel: P2O5
P
P
2. Chemische Bindung Folie Nr. 64 © Wolfgang Faber 2007
2.5.2 Hybridisierung
16. Gruppe: 2,4,6 Bindungen
Beispiel: SF6
S SS
sp3d-Hybr. sp3d2-Hybr.
2. Chemische Bindung Folie Nr. 65 © Wolfgang Faber 2007
2.5.2 Hybridisierung
17. Gruppe: 1,3,5,7 Bindungen
sp3d sp3d2 sp3d3
Beispiele: HClO, HClO2, HClO3, HClO4
Cl Cl Cl Cl
2. Chemische Bindung Folie Nr. 66 © Wolfgang Faber 2007
2.5.2 Hybridisierung
Weitere Beispiele (mit Hybridisierung):
SO3, PCl5, HIO2, POCl3, SOCl2, H3PO4
2. Chemische Bindung Folie Nr. 68 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 69 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 71 © Wolfgang Faber 2007
2.5.4 Polarisierte Bindung
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. -
2. Chemische Bindung Folie Nr. 72 © Wolfgang Faber 2007
2.5.4 Polarisierte Bindung
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. Chemische Bindung Folie Nr. 73 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 75 © Wolfgang Faber 2007
2. Chemische Bindung
2.6 Nebenvalenzen
2. Chemische Bindung Folie Nr. 76 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 77 © Wolfgang Faber 2007
2.6 Nebenvalenzen.
Beispiel H2O:
H-Brücken für hohen Siedepunkt verantwortlich.
H-Brücken stabilisieren außerdem z.B. Eiweißmoleküle, die Erbsubstanz, ...
Abb. 32.1.
2. Chemische Bindung Folie Nr. 79 © Wolfgang Faber 2007
2. Chemische Bindung
2.7 Eigenschaften von Molekülen
2. Chemische Bindung Folie Nr. 80 © Wolfgang Faber 2007
2.7 Eigenschaften von Molekülen
Siedepunkte: Abhängig von Molekülmasse und Stärke der NebenvalenzkräfteBeispiel Edelgase: Siedepunkt abhängig von der Molekülmasse (Abb. 29.2):
2. Chemische Bindung Folie Nr. 81 © Wolfgang Faber 2007
2.7 Eigenschaften von Molekülen
Beispiel H-Brücken: Abb. 31.2
2. Chemische Bindung Folie Nr. 82 © Wolfgang Faber 2007
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. Chemische Bindung Folie Nr. 84 © Wolfgang Faber 2007
2. Chemische Bindung
2.8 Wichtige Moleküle
siehe Buch S.34