Chemische Bindung. Ionenbindung (heteropolare Bindung) kovalente Bindung van-der-waals-bindung Metallbindung

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1 Chemische Bindung Ionenbindung (heteropolare Bindung) kovalente Bindung van-der-waals-bindung Metallbindung 1

2 Was sind Ionen? Ein Ion besteht aus einem oder mehreren Atomen und hat elektrische Ladung Kationen (positiv) Anionen (negativ) einatomig mehratomig einatomig mehratomig Na + Mg 2+ Al 3+ NH 4+ H 3 O + Cl - O 2- N 3- OH - SO 4 2- ClO 3 - Metallatome bilden Kationen, Nichtmetallatome bilden Anionen Nur die Außenelektronen (= Gruppennummer) sind an chem. Reaktion beteiligt 2

3 Bildung von Ionen aus Atomen Kationen entstehen durch Abgabe, Anionen durch Aufnahme von Elektronen. NaCl Na 2 O Dadurch wird eine vollständig gefüllte Außenschale (Edelgaskonfiguration) erreicht. isoelektronisch mit Neon Argon Neon 3

4 Ionenkristalle (Salze) bestehen aus vielen Kationen und Anionen, die durch elektrostatische Anziehungskraft (F) zusammengehalten werden F (z Anion e z Kation e) r 2 z Anzahl e Elementarladung r Abstand Formel gibt das einfachste Zahlenverhältnis von Kationen und Anionen an (Elektroneutralität!) NaCl Na 2 O AlCl 3 Näherungsweise als Packung starrer Kugeln aufzufassen Anionen sind von Kationen umgeben und umgekehrt (Anziehung maximal, Abstoßung minimal) 4

5 Gitterenergie und Ionenradien Gitterenergie wird hauptsächlich durch die Anziehung zwischen Anionen und Kationen bestimmt. Kleine Ionen mit hoher Ladung bilden sehr stabile Ionenkristalle. 5

6 Ionenradien r Atom > r Kation < r Anion r Anion > r Atom Radius von Kationen und Anionen wächst mit steigender Ordnungszahl in der Gruppe Radius von Kationen (Anionen) sinkt (steigt) mit steigendem Betrag der Ladung 6

7 Eigenschaften von Ionenkristallen Festkörper mit hohen Schmelzpunkten und großer Härte (geringe Kompressibilität) geringe Ionenbeweglichkeit im festen Zustand geringe elektrische Leitfähigkeit im festen Zustand löslich in polaren Lösungsmitteln (H 2 O, NH 3 ) wegen Solvatation der Ionen Lösungen und Schmelzen sind elektrisch leitfähig (Ionenleiter) 7

8 Koordinationszahlen Koordinationszahl = Zahl der nächsten Nachbarn um ein Ion (Gegenionen) r Kation /r Anion 0,2 0,4 0,4 0,7 0,7 1 In Ionenkristallen wirken ungerichtete Kräfte. Es bilden sich Kation/Anion- Anordnungen höchster Symmetrie. 8

9 Strukturen von Ionenkristallen AB 9

10 Strukturen von Ionenkristallen AB 2 und A 2 B 3 AB 2 Cristobalit-Typ (SiO 2 ) KZ(Si) = 4 (Tetraeder) KZ(O) = 2 (linear) A 2 B 3 Korund-Typ (Al 2 O 3 ) KZ(Al) = 6 (Oktaeder) KZ(O) = 4 (Tetraeder) auch gebildet von Cr 2 O 3, α-fe 2 O 3 u. a. 10

11 Bildung von Ionen Lohnt sich das? 11

12 Gitterenergie Berechnung nach dem Born-Haber-Kreisprozeß 5 Δ B H 0 1 Δ sub H 0 2 ½ Δ D H 0 3 Δ Ea H 0 6 Δ G H 0 4 Δ I H 0 Δ Sub H 0 + ½ Δ D H 0 + Δ I H 0 + Δ Ea H 0 + Δ G H 0 = Δ B H 0 Δ G H 0 = Δ B H 0 - Δ Sub H 0 -½Δ D H 0 - Δ I H 0 - Δ Ea H 0 = -768 kj/mol 12

13 Kovalente (homopolare) Bindung, Atombindung 13

14 Konzepte der kovalenten Bindung VB-Theorie Valenzbindungs (VB) -Theorie Überlappung von Atomorbitalen (AO) der an der Bindung beteiligten Atome, die jeweils 1 Elektron enthalten Das entstehende Bindungselektronenpaar gehört zu beiden Atomen und hält sich zwischen den Kernen auf 14

15 Vergleich von Helium und Wasserstoff H H r = 15

16 VB-Theorie: Formelschreibweise nach LEWIS typisch für Bindungen zwischen Nichtmetallen Elektronenpaarbindung: 1 Elektronenpaar gehört 2 Bindungspartnern dadurch wird eine vollbesetzte Achterschale erreicht (Oktettregel, gültig für alle Hauptgruppenelemente) Homoatomare Moleküle H H H H F F F F O O O O ΔH B [kj/mol] Bindungslänge [nm] 0,14 0,12 Heteroatomare Moleküle H F N N N N 942 0,11 unpolare Bindung E-Paare zu gleichen Teilen beansprucht polare Bindung E-Paare stärker vom Partner mit der höheren Elektronegativität beansprucht 16

17 Elektronenkonfiguration und Bindigkeit in der 2. Periode Grundzustand angeregter Zustand 2s 2p 2s 2p B BF 3, B 2 H 6 C CH 4 N NH 3 O NH 2-, H 2 O F HF, OH - Ne 0 0 Atome der 2. Periode können maximal 4 kovalente Bindungen bilden, da nur 4 Bindungsorbitale zur Verfügung stehen (8) - Bindigkeit Bindigkeit Außenelektronen im Bindungszustand 17

18 Dative (koordinative) Bindung Moleküls 19

19 Elektronenkonfiguration und Bindigkeit in der 3. Periode Elemente der 3. Periode können mehr als 4 kovalente Bindungen bilden. Entkopplung von Elektronenpaaren und Promotion in freie d-orbitale möglich Oktetterweiterung 20

20 Überlappung von Atomorbitalen: σ - Bindung LEWIS-Formeln geben keine Auskunft über den räumlichen Bau von Molekülen Beispiel: CH 4 H H H C H C H H H H H H Quadrat? Pyramide? Man muß die an der Bindung beteiligten Orbitale betrachten! H 2p z C H Tetraeder? 1s 2s 2p 2p y H angeregter Zustand C 2s 2p 2s 2p x Die 4 C-H-Bindungen sollten nicht gleich sein. (Sind sie aber!!) 21

21 Hybridisierung am Beispiel von CH 4 (Methan) sp 3 C 2s Grundzustand 2p x 2p y 2p z H angeregter Zustand 2s 1s 2p x 2p y 2p z C stellt verschiedene Orbitale (s und p) für 4 Bindungen zu s-orbitalen von H Hybridisierung Mischung von einem 2s und drei 2p-Orbitalen zu 4 gleichen sp 3 -Hybridorbitalen des Kohlenstoffs ermöglicht 4 äquivalente C H Bindungen, die in die Ecken eines Tetraeders weisen + 4 H (1s) AO s des Kohlenstoffs sp 3 Hybridorbitale des Kohlenstoffs Bindung zu vier 1s- Orbitalen von 4 H 22

22 Konzept der Hybridisierung Die Hybridisierung ist ein theoretisches Konzept, bei dem unterschiedliche Atomorbitale zu Hybridorbitalen gleicher Energie und Form gemischt werden, um sie für die chemische Bindung passfähig zu machen Das Konzept der Hybridisierung ist zur Erklärung der räumlichen Struktur von Molekülen notwendig. Der Hybridzustand ist in einem isolierten Atom nicht tatsächlich herstellbar und auch nicht zu messen Die Anzahl der Hybridorbitale ist gleich der Anzahl der Atomorbitale, die an ihrer Bildung mitwirken. Es kombinieren nur Atomorbitale ähnlicher Energie zu Hybridorbitalen, z. B. 2s 2p, 3s 3p 3d, 3d 4s 4p 23

23 sp 2 und sp Hybridorbitale Cl 3s 3p x 3p y 3p z zwei sp-hybridorbitale von Beryllium überlappen mit je einem 3p z -Orbital von zwei Chloratomen BeCl 2 (im gasförmigen Zustand linear) drei sp 2 Hybridorbitale von Bor überlappen mit je einem 3p z -Orbital von drei Chloratomen BCl 3 trigonal planar 24

24 Hybridorbitale unter Beteiligung von d-orbitalen wichtig für die Oktetterweiterung bei Elementen der 3. Periode S 25

25 Überlappung von Atomorbitalen: π - Bindung Beispiel: N N Bildung von 2 sp- Hybridorbitalen für jedes N (eines enthält das einsame Elektronenpaar) eine spsp-σ - Bindung entlang der x- Achse je eine p p - π - Bindung in der xy- und in der xz-ebene 26

26 Wichtige Regeln Einfachbindungen sind immer σ-bindungen Doppelbindung bestehen aus einer σ- und einer π-bindung Dreifachbindungen bestehen aus einer σ- und zwei π-bindungen (p-p)π-bindungen treten bevorzugt bei Elemente der 2. Periode (C, N, O) auf. Bindungsenergien: Einfachbindung: kj/mol Doppelbindung: kj/mol Dreifachbindung: kj/mol 28

27 Die Polarität der Bindung in Salzen aus Metallen mit niedriger Ionisierungsenergie und Nichtmetallen mit hoher Elektronegativität (z. B. KCl, CsF) Salze aus kleinen Kationen und großen, leicht polarisierbaren Anionen, z. B. LiI, kovalenter Charakter nimm zu mit zunehmender Kernladung und abnehmender Größe der Kationen (KCl < CaCl 2 <ScCl 3 < TiCl 4 ) Ionenbindung polare Atombindung nur in Elementen (H 2, F 2, O 2 etc.) 30

28 Polare Atombindungen Die Grenzen sind fließend OF 2 NF 3 CF 4 Aus der Elektronegativitätsdifferenz der Bindungspartner kann man die Polarität einer Bindung abschätzen 31

29 Schwache Bindungskräfte 34

30 Van der Waals-Wechselwirkungen kommen durch Anziehung zwischen Dipolen zustande Wechselwirkungsenergie 2 25 kj/mol z. B. in flüssigen Edelgasen z. B. Edelgase in Wasser z. B. in Wasser 35

31 Die Wasserstoffbrückenbindung in Wasserstoffverbindungen elektronegativer Elemente Bindungsenergie < 40 kj/mol 36

32 Metallbindung 37

33 38 Ionenkristalle versus Metalle Metalle: Packung positiver Atomrümpfe + frei bewegliches Elektronengas Metalle sind verformbar (duktil), Salze sind spröde Salze: Kugelpackung von Kationen und Anionen