Auswahlverfahren Medizin Prüfungsgebiet Chemie. 2.Termin Chemische Bindung

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1 Auswahlverfahren Medizin Prüfungsgebiet Chemie 2.Termin Chemische Bindung Kursleiter Mag. Wolfgang Mittergradnegger IFS Kurs

2 2 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 Elektronenkonfiguration (s 2 p 6 = 8 Valenzelektronen Edelgaskonfiguration ) in ihrer Valenzschale aufweisen. Es gibt nun für Atome unterschiedliche Möglichkeiten, diesen energetisch günstigen Zustand zu erreichen.

3 3 Wie verbinden sich Atome?

4 4 Wie verbinden sich Atome?

5 Wie verbinden sich Atome? PSE Me NiMe Metallbindung Ionenbindung Atombindung METALLE SALZE flüchtig zersetzlich Kleine Moleküle Molekülgitter Grosse Moleküle Molekülgitter Metallgitter Ionengitter diamantartig Atome Atomgitter gute Strom und Wärmeleiter Verformbar, Glanz kleine Ionisierungsenergie große Elektronenaffinitä, geringe EN geringe Anzahl an Valenzelektronen bilden Legierungen (Mischungen) spröde bei RT fest hoher Fp/Kp wasserlöslich im festen Zustand Isolator Lösung leitet Strom (Elektrolyt) 5

6 Chemische Bindung Hauptvalenzen 1. Ionenbindung: geladene Teilchen 2. Atombindung (Kovalente Bindung): bindende Elektronenpaare 3. Metallbindung: Atomrümpfe und Elektronengas Nebenvalenzen 1. Dipol Dipol Kräfte Wasserstoffbrückenbindung 2. Van der Waals Kräfte 6

7 IONENBINDUNG Bindung zwischen Me + NiMe (großer EN Unterschied) 7

8 8 IONENBINDUNG Teilschritte

9 IONENBINDUNG Energiebilanz 9 Das Erreichen der Edelgaskonfiguration der beteiligten Ionen ist nicht die Triebkraft der Reaktion, sondern die Bildung energiearmer und damit stabiler Ionenkristalle.

10 10 IONENBINDUNG Beschreibung

11 11 IONENBINDUNG Beschreibung

12 IONENBINDUNG Benennen der Salze & Chemische Formel 1. NAME Metallname (Ladung des Kations) Anionname Magnesium (II) chlorid Mg Cl 2 2. 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 (Mg 2+ ) und Chloridionen (Cl ) im Verhältnis 1 : 2 vorhanden. 12 Fe 2 O 3 = Eisen(III) oxid und bedeutet, dass in festem Eisen(III) oxid die Eisen(III) ionen (Fe 3+ ) und die Oxidionen (O 2 ) im Verhältnis 2 : 3 vorhanden sind!

13 IONENBINDUNG Einfache Ionen & Komplexionen Einfache Kationen Na + Ca 2+ Al 3+ Einfache Anionen Cl - O 2- N 3-13 Komplexe Kationen H 3 O + Hydronium-Ion NH4 + Ammonium-Ionen Komplexe Anionen CO3 2- Carbonat-Ion HCO3 - Hydrogencarbonat-Ion NO3 - Nitrat-Ion NO2 - Nitrit-Ion PO4 3- Phosphat-Ion HPO4 2- Hydrogenphosphat-Ion H 2 PO4 - Dihydrogenphosphat-Ion SO3 2- Sulfit-Ion HSO3 - Hydrogensulfit-Ion SO4 2- Sulfat-Ion HSO4 - Hydrogensulfat-Ion OH - Hydroxid-Ion

14 IONENBINDUNG Typische Eigenschaften der Salze spröde Ionengitter bei RT fest hoher Fp/Kp wasserlöslich im festen Zustand Isolator Lösung leitet Strom (Elektrolyt) 14

15 15 IONENBINDUNG Beispiele

16 IONENBINDUNG Zusammenfassung 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 Cäsiumchloird 16

17 ATOMBINDUNG Elektronenpaarbindung/Kovalente Bindung/Homöopolare Bindung Bindung zwischen NiMe+NiMe Ausbildung gemeinsamer Elektronenpaare bindende Elektronenpaare Häufig Bildung von Molekülen (genau abgegrenzte chemische Einheiten aus 2 oder mehreren kovalent verbundenen NiMe Atomen) Molekülgitter Manchmal Bildung von Atomgittern (Grafit, Diamant, Quarz ) 17

18 Wichtige Begriffe: ATOMBINDUNG bindende und nicht bindende Elektronenpaare Einfach/Mehrfachbindungen //Sigma/Pi Bindung Strukturformeln (Lewis Formeln) Polarität der Bindung VSEPR Dipol Hybridisierung Formalladungen Mesomerie 18

19 Atombindung Wasserstoffmolekül H. +. H H H H 2 Bindendes Elektronenpaar 2 H Atome H 2 Molekül = 2 miteinander verbundene H Atome Lewis Formel Summenformel Bindendes Elektronenpaar Molekülorbital 19

20 ATOMBINDUNG Moleküle Moleküle bestehen aus mindestens 2 NiMe Mindestens 2 gleiche Elementmoleküle Mindestens 2 verschiedene Verbindungsmoleküle 20

21 ATOMBINDUNG Elementmoleküle O: + : O O = O O 2 N + N N N N 2 einzelne Atome Strukturformel Summenformel 21

22 ATOMBINDUNG Elementmoleküle - Halogene stehen in der 17. Gruppe (VII. Hauptgruppe) bilden Elementmoleküle giftig F F F 2 gasf. Cl Cl Cl 2 gasf. Br Br Br 2 schwere Flkt I I I 2 schwarzer Festkörper, sublimiert violett 22

23 ATOMBINDUNG Elementmoleküle - Schwefel S 8 Molekül Schwefelatome sind nicht gelb, sondern nur die Anhäufung vieler S 8 Moleküle kann gelb erscheinen 23

24 24 Atombindung Molekülverbindungen Methan

25 25 Atombindung Molekülverbindungen Wasser

26 Atombindung? FRAGE? CH 4 A = 16u bei RT gasförmig H 2 0 A = 18 u bei RT flüssig? Warum ist das so?? Beide Moleküle sind doch fast gleich groß und schwer? 26

27 Atombindung! Antwort! Polarität der Bindung Dipol Molekülgeometrie Räumlicher Bau 27

28 Atombindung Polare Atombindung 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 28

29 Atombindung Polare Atombindung Bei geeignetem räumlichen Bau des Moleküls kann sich ein DIPOL bilden 29

30 Atombindung Polare Atombindung Beispiele 30

31 Atombindung Polare Atombindung H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2 reine Atombindung. Sind alle unpolar, weil es keine Elektronegativitätsunterschied(ΔEN=0) zwischen den Atomen gibt H 2 O, NH 3, SO 2 polare Atombindung. Elektronegativitätsunterschied zwischen den Atomen (0 < ΔEN < 1,8) Bei Molekülen mit polarer Atombindung können sich bei geeignetem räumlichen Bau DIPOLE ausbilden! 31

32 Atombindung Räumlicher Bau von Molekülen VSEPR Modell VSEPR= Valence Shell Electron Pair Repulsion Valenz 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 32

33 Atombindung VSEPR Modell Regeln REGEL 1: Alle Elektronenpaare versuchen, möglichst viel Platz für sich zu beanspruchen REGEL 2: REGEL 3: Nichtbindende Elektronenpaare benötigen mehr Platz als bindende Mehrfachbindungen zählen im VSEPR Modell als Einfachbindungen 33

34 Atombindung VSEPR Modell Beispiel Methan 4 bindende Elektronenpaare Bindungswinkel = 109,5 tetraedrische Struktur 34

35 Atombindung VSEPR Modell Beispiel Ammoniak 1 nichtbindendes Elektronenpaar bi + 1 nibi Elektronenpaar Bindungswinkel = 107 trigonal pyramidale Struktur 3 bindende Elektronenpaare 35

36 Atombindung VSEPR Modell Beispiel Wasser 2 nichtbindende Elektronenpaare H 105 H 2 bi + 2 nibi Elektronenpaare Bindungswinkel = 105 gewinkelte Struktur 2 bindende Elektronenpaare 36

37 Atombindung VSEPR Modell Beispiel Kohlenstoffdioxid 2 bindende Elektronenpaare 2 bi Elektronenpaare Bindungswinkel = 180 linear gestreckt

38 Atombindung VSEPR Modell Beispiel Chlorwasserstoff 3 nichtbindende Elektronenpaare 1 bi + 3 nibi Elektronenpaare Bindungswinkel = 180 linear gestreckt 1 bindendes Elektronenpaar 38

39 Atombindung VSEPR Modell Beispiel Methanal bi Elektronenpaare Bindungswinkel = 120 trigonal planar 3 bindende Elektronenpaare!!! Doppel Bi = Einfach Bi!!!

40 Atombindung VSEPR Modell weitere Möglichkeiten PCl 5 SF 6 5 bi Elektronenpaare Bindungswinkel = 120 / 90 trigonal bipyramidal 6 bi Elektronenpaare Bindungswinkel = 90 oktaedrisch 40

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43 Wechselwirkungen zwischen Molekülen Nebenvalenzen 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 43

44 Wechselwirkungen zwischen Molekülen Nebenvalenzen 44 Dipol Dipol WW Wasserstoffbrückenbindungen Van der Waals Kräfte

45 Wechselwirkungen zwischen Molekülen Nebenvalenzen und ihre Auswirkungen Schmelz und Siedepunkte Lösungsverhalten ( Similia similibus solvuntur ) hydrophil/ hydrophob lipophil/lipophob Beispiel: Vergleich CH 4 / H

46 Atombindung Molekülverbindungen Flüchtige Stoffe kleine Moleküle, geringe gegenseitige Anziehung, gasförmig, z. B.: H 2, O 2,N 2,Cl 2 Zersetzliche Stoffe Grosse Moleküle, stärkere gegenseitige Anziehung, Bindungen im Molekül brechen z.t. vor Erreichen des Siedepunkts, z.b.: Zucker (Karamell) 46

47 Atombindung Hybridorbitale Kohlenstoff sp 3 -hybridisierter Zustand (2sp 3 ) 4 sp 2 -hybridisierter Zustand sp-hybridisierter Zustand 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 47

48 Atombindung Ethan / sp 3 Hybridisierung Winkel: 109,5 tetreadrisch σ Bindung (1 Überlappungsbereich!) Freie Drehbarkeit!!! 48

49 Atombindung Ethen / sp 2 Hybridisierung Winkel: 120 trigonal planar σ Bindung + π Bindung ( 2 Überlappungsbereiche!) Keine freie Drehbarkeit!!! 49

50 Atombindung Ethin / sp Hybridisierung Winkel: 180 Linear gestreckt σ Bindung + 2 π Bindungen (2 Überlappungsbereiche!) Keine freie Drehbarkeit!!! 50

51 Atombindung Mesomerie 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 51

52 Atombindung Mesomerie Benzen 52

53 Atombindung Mesomerie Benzen 53

54 Atombindung Mesomerie Beispiele Schwefeltrioxid Nitromethan Ozon Salpetersäure 54

55 ATOMBINDUNG Atomgitter Graphit Diamant sp 3 sp 2 55

56 56 ATOMBINDUNG Atomgitter Diamant

57 57 ATOMBINDUNG Atomgitter Graphit

58 ATOMBINDUNG Atomgitter Diamant & Graphit Diamant Graphit Struktur: Atomgitter Atomgitter, locker zusammenhaltende Schichten Dichte: 3,5 g/cm³ 2,3 g/cm³ Farbe: farblos schwarz grau Elektrische Leitfähigkeit: Brennbarkeit: leitet kein Strom nicht brennbar, wandelt sich bei 3700 C in Graphit um leitet Strom delokalisierte Elektronen schwer brennbar Härte: sehr hart sehr weich 58

59 Atombindung Zusammenfassung Flüchtige Stoffe kleine Moleküle, geringe gegenseitige Anziehung, gasförmig, z. B.: H 2, O 2,N 2,Cl 2 Zersetzliche Stoffe Grosse Moleküle, stärkere gegenseitige Anziehung, Bindungen im Molekül brechen z.t. vor Erreichen des Siedepunkts, z.b.: Zucker (Karamell) Harte Stoffe Atomgitter 59

60 60 ATOMBINDUNG Elementmoleküle

61 ATOMBINDUNG Wasserstoffverbindungen 61 61

62 ATOMBINDUNG Nichtmetall Oxide 62 62

63 ATOMBINDUNG Sauerstoffsäuren 63 63

64 Metallbindung Bindung zwischen Metallatomen Metalle haben ganz spezielle Eigenschaften Diese Eigenschaften sind auf den speziellen Aufbau der Metall zurückzuführen 64

65 Metallbindung Eigenschaften der Metalle gute elektrische Leiter gute Wärmeleiter verformbar Glanz geringe EN kleine Ionisierungsenergie große Elektronenaffinität geringe Anzahl an Valenzelektronen bilden Legierungen (Mischungen) 65

66 Metallbindung 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!) 66 Das Elektronengas hält die positiven Atomrümpfe zusammen

67 67 Metallbindung Lithium