Vorkurs Allgemeine Chemie für Ingenieure und Biologen 20. Oktober 2015 Dr. Helmut Sitzmann, Apl.-Professor für Anorganische Chemie

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1 Vorkurs Allgemeine Chemie für Ingenieure und Biologen 20. Oktober 2015 Dr. Helmut Sitzmann, Apl.-Professor für Anorganische Chemie

2 DIE CHEMISCHE BINDUNG

3 Ionische Bindung, Beispiel Natriumchlorid Trifft Chlorgas bei 100 C auf Natrium, kommt eine heftige Reaktion in Gang. Natrium verbrennt mit gelber Flamme zu einem farblosen Feststoff: Kochsalz. Videos: Aus Natriumatomen (Radius 186 pm) werden dabei Natrium-Kationen Na mit einem Radius von 102 pm. Die Chlormoleküle (Cl 2 ) spalten sich in getrennte Chlorid-Ionen mit einem Radius von 181 pm. Das Foto veranschaulicht die Größenverhältnisse im Natriumchlorid. 2 Na Cl 2 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.

4 Ionische Bindung, Beispiel Natriumchlorid Durch Abgabe eines Elektrons erlangt Natrium die Elektronenkonfiguration 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.

5 NATRIUMCHLORID-GITTERTYP Ionengitter sind die meist hochsymmetrische Konsequenz der elektrostatischen Kräfte. Das Kation ist meist der kleinere Partner und umgibt sich mit möglichst vielen Anionen. Aufgrund der Elektroneutralität kommt im Natriumchlorid auf jedes Kation ein Anion. Deshalb sind auch die Koordinationszahlen gleich: Jedes Na - Ion ist von sechs nächsten Cl - - Nachbarn umgeben. Ebenso hat jedes Cl - - Anion sechs nächste Na - Nachbarn.

6 ZINKBLENDE-GITTERTYP Die ionische Bindung ist schwach zwischen großen Teilchen mit niedriger Ladungsdichte. Kleine Teilchen mit hoher Ladungsdichte ergeben starke ionische Bindungen. Die Abbildung zeigt das Ionengitter des Minerals Zinkblende mit der Formel ZnS (Zinksulfid). Formel Kation Anion Härte* F.p./ C K.p. / C NaCl Na Cl MgO Mg 2 O Al 2 O 3 Al 3 O * Nach Mohs

7 METALLISCHE BINDUNG HIER DER KUBISCH RAUMZENTRIERTE TYP Der kubisch raumzentrierte Gittertyp wird von vielen Metallen bevorzugt ( -Fe, W, Alkali- und Erdalkalimetalle und andere).

8 KUPFER-GITTERTYP KUBISCH FLÄCHENZENTRIERT Im Metall verlassen Valenzelektronen des Metalls die Atome und bewegen sich frei im Metallgitter 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).

9 METALLGITTER HEXAGONAL (MAGNESIUM-TYP)

10 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 beiden Elektronen gemeinsam nutzen. So findet jedes der beiden H-Atome in seiner Valenzschale ein Elektronenpaar. Mit zwei Elektronen ist die Valenzschale eines H-Atoms gefüllt. Im H 2 -Molekül verfügen beide H-Atome über die Edelgasschale des Heliums. Wenn ein Sauerstoffatom (6 VE) mit zwei Wasserstoffatomen ein Wassermolekül ausbildet, erlangen die Wasserstoffatome je eine Heliumschale und das Sauerstoffatom eine Neonschale mit acht Außenelektronen

11 KOVALENTE BINDUNG: GEMEINSAME NUTZUNG VON VALENZELEKTRONEN

12 KOVALENTE BINDUNG: GEMEINSAME NUTZUNG VON VALENZELEKTRONEN

13 KOVALENTE BINDUNG: GEMEINSAME NUTZUNG VON VALENZELEKTRONEN

14 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 Atomkerne profitieren, halten sie auch das Molekül zusammen. Bei noch stärkerer Annäherung wachsen abstoßende Kräfte zwischen den beiden Atomkernen und zwischen den beiden Elektronen rasch an.

15 KOVALENTE BINDUNG ELEKTRONENDICHTEVERTEILUNG

16 POLARE BINDUNGEN DIPOLMOMENT DER HALOGENWASSERSTOFFE Formel Atom- EN-Diff. Dipolmoment Ladungsabstand (Einheit Debye) trennung HF 92 pm HCl 127 pm HBr 141 pm HI 161 pm 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 C. m Die Angabe der Ladungstrennung erfolgt in Elementarladungen

17 GESTALT DER MOLEKÜLE Cl Cl C Cl Cl Tetrachlorkohlenstoff

18 VALENZELEKTRONENZAHL ERMITTELN

19 WEITERE BEISPIELE O C N N C S - N N N H H O H H H H F F O O N N H N O H C H H H H H N - O H O H C H O - H C H N. O -

20 DIPOL-DIPOL-WECHSELWIRKUNG DIPOLE ALS LÖSUNGSMITTEL

21 WASSERSTOFFBRÜCKENBINDUNG - EIN SONDERFALL DER DIPOL-DIPOL-WECHSELWIRKUNG H 2 O 100 C HF 19.6 C H 2 S C HCl - 85 C

22 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)

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