Modul: Allgemeine Chemie

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1 Modul: Allgemeine Chemie 5. Grundlagen der chemischen Bindung Ionenbindung Eigenschaften, Ionengitter, Kugelpackung Strukturtypen, Kreisprozesse Kovalente Bindung Lewis Formeln, Oktettregel, Formalladungen VSEPR, VB-, MO-Theorie, H-Brücken Hybridisierungskonzept, Elektronegativität Metallbindung van der Waals Kräfte 5. Der feste, flüssige und gasförmige Aggregatzustand Gase, Flüssigkeiten, kristalline und amorphe Feststoffe Phasendiagramme, Dampfdruckkurven 6. Das chemische Gleichgewicht Definition, homogene und heterogene Gleichgewichte Gleichgewichtskonstanten, Massenwirkungsgesetz

2 Kovalente Bindung -Nichtmetallatome gehen miteinander eine chemische Bindung ein -Konzept der gemeinsamen Elektronenpaare -alle drei Aggregatzustände der Verbindungen sind möglich (z.b.: g: H 2, N 2, Cl 2 ; l: Br 2, organ. Verbindungen; s: Diamant) 1916 G.N. Lewis - Symbolisierung der der Valenzelektronen durch Punkte - 2 Punkte 2 Elektronen > 1 Valenzstrich 1 Elektronenpaar Der Zusammenhalt zwischen 2 Atomen erfolgt durch ein Elektronenpaar, das beiden Atomen gemeinsam angehört

3 Oktettregel Tendenz, eine stabile Außenschale mit 8 Elektronen zu erreichen; Elektronenoktett als treibende Kraft bei der Ausbildung von Bindungen stabile Edelgaskonfiguration (gilt streng nur für Elemente der 2. Periode) Ausnahme: H 2 ; He - Konfiguration

4 Zahl der möglichen kovalenten Bindungen

5 Kohlenstoff - Atom Ausbildung von 4 Bindungen durch vorherige Anregung eines Elektrons in das 2p Niveau möglich Ausnahmen von der Oktettregel: Unzulänglichkeiten des Lewis-Modells

6 Bindigkeit: Zahl der Atombindungen, die ein bestimmtes Atom ausbilden kann *: angeregter Zustand

7

8 Konzept der Mesomerie Nitrat Ion eine Doppelbindung N-O Bindung hat partiellen Doppelbindungscharakter

9 CO Grundlagen der chemischen Bindung: kovalente Bindung

10

11 Formalladung Alternative Darstellung der Bindungsverhältnisse für N 2 O

12 Polare Bindung Bindende Elektronen werden unterschiedlich stark angezogen -Positive und negative Partialladungen -Partialladung gibt tatsächlich auftretende Ladung an -Dipole (Ladungsschwerpunkte der positiven und negativen Ladungen fallen nicht zusammen, z.b. H 2 O, NH 3, HF) Symmetrische Moleküle sind keine Dipole Unpolar, kein Dipol

13 Elektronegativität χ: Maß für die Fähigkeit eines Atoms, in einer Atombindung das bindende Elektronenpaar an sich zu ziehen L. Pauling Nobelpreis für Chemie 1954 Friedensnobelpreis 1962 Elektronegativitätswerte nach Pauling (oben) und Allred-Rochow (unten)

14

15 VSEPR Modell 5. Grundlagen der chemischen Bindung: kovalente Bindung Valenzschalen Elektronenpaar Abstoßungsmodell Elektronenpaare in der Valenzschale ordnen sich so an, daß der Abstand zwischen ihnen möglichst groß wird R.J. Gillespie, R.S. Nyholm, seit ca Strukturvoraussagen für das Molekül anhand von Valenzstrichformeln Anordnung von Atomen in Molekülen

16

17 Lineare und trigonal planare Geometrie

18 Tetraedrische Geometrie

19 Trigonal-bipyramidale Geometrie

20 Oktaedrische Geometrie

21 Valenzbindungstheorie (VB Theorie) 1931, L. Pauling: Chemische Bindung durch Überlappung von Atomorbitalen Prinzipien: 5. Grundlagen der chemischen Bindung: kovalente Bindung 1. Ausgangspunkt sind einzelne Atome und man betrachtet ihre Wechselwirkung bei Annäherung. 2. Eine kovalente Bindung beruht auf dem Zusammenschluß ungepaarter Elektronen benachbarter Atome zu gemeinsamen Elektronenpaaren. 3. Die Spins der gepaarten Elektronen müssen antiparallel sein. 4. Annahme: Elektronen werden vor der Bindungsbildung angeregt und besetzten leere Orbitale, dann kann maximale Zahl von Bindungen gebildet werden. 3. Die Struktur des Moleküls wird bestimmt durch die Geometrie der Orbitale des Zentralatoms

22 Überlappung von Atomorbitalen unterschiedlicher Symmetrie Positive Überlappung, führt zur Bindung Überlappung null: positive und negative Bereiche kompensieren sich Negative Überlappung, führt zur Abstoßung

23 Für Überlappung müssen Atomorbitale geeignete Symmetrie besitzen σ - Bindungen

24 N 2 σ -und π - Bindungen

25 π - Bindung

26 VB Theorie / Konzept der Hybridisierung Bindungsbildung geht von Hybridorbitalen aus sp - Hybridorbitale Zahl der Hybridorbitale entspricht der Summe der Atomorbitale, aus denen sie gebildet wurden

27 VB Theorie / Konzept der Hybridisierung sp 2 - Hybridorbitale

28 VB Theorie / Konzept der Hybridisierung sp 3 - Hybridorbitale

29 VB Theorie / Konzept der Hybridisierung Bildung von Hybridorbitalen für BF 3 Bildung von Hybridorbitalen für CO 2

30 VB Theorie / Konzept der Hybridisierung

31

32 MO Theorie - Molekülorbitaltheorie 1928 Mulliken, Hund Molekülorbitale als Linearkombination von Atomorbitalen H 2 - Molekül Kombination von 2 s-atomorbitalen zu σ- und σ*-molekülorbitalen

33 Bindungsordnung: Zahl der bindenden Elektronenpaare vermindert um die Zahl der antibindenden Elektronenpaare Energie der Molekülorbitale als Funktion des Abstands Zweier Wasserstoffatome

34 Moleküle der ersten Periode MO Diagramm für H 2 + Bindungsordnung: 1/2 MO Diagramm für H 2 Bindungsordnung: 1

35 MO Diagramm für He Bindungsordnung: 0 keine kovalente Bindung; He als einatomiges Gas MO Diagramm für He 2 + Bindungsordnung: 1/2

36 Moleküle der zweiten Periode: O 2 Bindungsordnung: 2 Erinnerung:

37 Moleküle der zweiten Periode: F 2 Bindungsordnung: 1

38 Moleküle der zweiten Periode: N 2 Bindungsordnung: 3

39 Moleküle heteronuklearer zweiatomiger Moleküle: HCl Eine σ-bindung (Einfachbindung; zwei nichtbindende Orbitale

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