Arten chemischer Bindungen

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1 Arten chemischer Bindungen Bindungsarten Atombindung (Kovalenzbindung) Ionenbindung Metallbindung Bindung in Komplexen Intermolekulare Wechselwirkungen polar unpolar Wasserstoffbrückenbindung Van-der-Waals- Kräfte Quelle: Basiswissen Schule Chemie Abitur, Duden-Verlag Folie Nr. 1 Definition der Ionenbindung Die Ionenbindung wurde um 1916 von Walter Kossel formuliert. Ab einer Elektronegativitäts-Differenz von EN = 1,7 spricht man von einem 50 % partiell ionischen Charakter. Bei einer Differenz größer als 1,7 liegen demnach ionische Bindungen, darunter polare, überwiegend kovalente Bindungen vor. Dies sind jedoch relativ willkürlich gesetzte Grenzen, da der Fall der reinen ionischen Bindung eine Idealisierung darstellt. Als grober Anhaltspunkt: Es kommt eine Ionenbindung zustande zwischen Elementen, die links im Periodensystem (PSE) stehen (also Metallen), und Elementen, die rechts im PSE stehen (Nichtmetallen). Wird der Ionenbindungsanteil z. B. von Natriumchlorid betrachtet, welches oft als klassischer Fall der Ionenbindung angesehen wird, so stellt man einen Wert von ca. 73 Prozent fest. Ein anderes Beispiel wäre Cäsiumfluorid mit ca. 92 Prozent. Ionenbindungen haben also in allen Fällen auch einen Anteil an kovalenter Bindung. Umgekehrt gilt dies nicht, denn innerhalb sogenannter Elementmoleküle existiert die 100-prozentige kovalente Bindung (z.b. H 2 ). (Quelle: Folie Nr. 2 1

2 Wichtige Definitionen Ionen Ein- oder mehratomige Teilchen, die eine elektrische Ladung aufweisen Anionen (negativ geladene Ionen: Cl - ), Kationen (positiv geladene Ionen: K + ) Ionenverbindungen Eine durch Ionenbindung aufgebaute Verbindung besteht aus zahlreichen Anionen und Kationen, die zu einem Ionenkristall angeordnet sind Die elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen den entgegengesetzt geladenen Ionen halten den Kristall zusammen Es treten ungerichtete Wechselwirkungen (in alle Richtungen) auf. Ein Anion ist immer von Kationen umgeben und umgekehrt Beispiel: Natriumchlorid Quellen: _fu_vorlesung_5.pdf Folie Nr. 3 Ausbildung der Ionenbindung Bildung von positiven und negativen kugelförmigen Ionen, die durch Elektronenübergang aus einem Atom zum anderen entstehen (Edelgaskonfiguration!): Na(g) Na + (g) + e - Ionisierungsenergie: kj/mol Cl(g) + e - Cl - Elektronenaffinität: kj/mol Aufbau der Ionenverbindungen Erreichen eines Maximum der Anziehungskräfte zwischen entgegengesetzt geladenen Teilchen und eines Minimums zwischen gleichartig geladenen Teilchen Folie Nr. 4 2

3 Grundsätzliches zur Ionenbindung Elektronegativitäten (X): Die Summe Σ X E ist mittelgroß z.b. NaCl (0,93 + 3,16) Die Differenz (X A, X B ) ist groß > 1,7 (NaCl 3,16 0,93 = 2,23) Generell: Kation n+ / Anion m- Natur der Bindung: elektrostatische Wechselwirkung (Coulomb-Energie) Aggregation: Triebkraft für die Bindung: Jedes A + lagert allseitig A - an und umgekehrt. Das führt zu sog. Ionengittern. Gitterenergie (E gitter Maß für die Stärke der Bindung der Ionen in einem Kristallgitter). Folie Nr. 5 Bildung von Ionengittern Quelle: Basiswissen Schule Chemie Abitur, Duden-Verlag Folie Nr. 6 3

4 Schematische Darstellung Folie Nr. 7 Berechnung von Gitterenergien (NaCl) Überführung vom festen in den gasförmigen Zustand bzw. vom molekularen in gasförmige Atome Na(s) Na(g) H s(na) = 109 kj/mol H s : Sublimationsenergie Cl 2 (g) 2 Cl(g) H B(Cl) = 242 kj/mol H B(Cl) : Standardbildungsenthalpie Ionisierung der freien Atome Na(g) Na(g) + + e - I + E(Na ) = 494 kj/mol I E : Ionisierungsenergie Cl(g) + e - Cl - (g) E A(Cl) = -355 kj/mol E A : Elektronenaffinität Bildungsenthalpie Na + Cl NaCl H f(nacl) = kj/mol Berechnung der Gitterenergie E G(NaCl) : E G(NaCl) = H f(nacl) - H s(na) - 0,5 H B(Cl) - I E(Na + ) - E A(Cl) = kj/mol Folie Nr. 8 4

5 Gittertypen - Allgemeines Atomanordnung Die Anordnung der Ionen im Gitter wird vom Streben nach dem energieärmsten Zustand bestimmt. Das führt zu einer möglichst dichten Packung der Ionen. Wichtige Strukturtypen für die Zusammensetzung AB Ionenradien- Koordinations- Geometrie Struktur- Verhältnis (r+/r-) Zahl (KZ) Typ Tetraeder ZnS Oktaeder NaCl > Würfel CsCl Folie Nr. 9 Struktur der Gittertypen (AB-Typen) CsCl-Typ (Würfel) Koordinationszahl 8 NaCl-Typ (Oktaeder) Koordinationszahl 6 ZnS-Typ (Tetraeder) Koordinationszahl 4 Folie Nr. 10 5

6 Resultierende Eigenschaften Im festen Zustand sehr geringe elektrische Leitfähigkeit, im geschmolzenen Zustand oft gute elektrische Leitfähigkeit (Anwendung: Schmelzcarbonatbrennstoffzelle: Elektrolyt besteht aus einem Gemisch von Li 2 CO 3 und K 2 CO 3, T > 600 C) i.a. hohe Schmelz- und Siedepunkte Ionenbindung nicht gerichtet, d.h. isotrop Verbindungen oft hart und spröde Oft in polaren Lösungsmitteln mit hoher Dielektrizitätskonstante löslich Schema Schmelzcarbonatbrennstoffzelle Quelle: Folie Nr. 11 Arten chemischer Bindungen Bindungsarten Atombindung (Kovalenzbindung) Ionenbindung Metallbindung Bindung in Komplexen Intermolekulare Wechselwirkungen polar unpolar Wasserstoffbrückenbindung Van-der-Waals- Kräfte Quelle: Basiswissen Schule Chemie Abitur, Duden-Verlag Folie Nr. 12 6

7 Eigenschaften von Metallen Glänzende Feststoffe Hohe Stromleitfähigkeit Hohe Duktilität (Verformbarkeit) Niedrige Ionisierungsenergie Niedrige Elektronegativität Folie Nr. 13 Elektronengasmodell Schwache Bindung der Valenzelektronen Im Festkörper Ausbildung eines Gitters aus positiv geladenen Metallionen, die von Elektronen umgeben sind, die keinem einzelnen Atom zugeordnet sind: Elementarzelle in einem Kristallgitter Quelle: G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr. 14 7

8 Energiebandmodell am Beispiel Li Kombination von Atomorbitalen einzelner Li-Atome in einem Metallkristall zu Molekülorbitalen Ausbildung eines Valenzbandes Quelle: G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr. 15 Leiter Halbleiter - Nichtleiter Bandlücke, verbotene Zone Beispiele Kupfer oder Eisen Beispiele Silizium, Germanium Beispiele Schwefel, Diamant Quelle: Folie Nr. 16 8

9 Übergänge zw. den Bindungsarten Keine strikte Trennung zwischen Ionen- Atom- und Metallbindung Übergangsformen wie polare Atombindung Bei geringeren Elektronegativitätsunterschieden (i.d. Regel < 1,7) Bindung mit ionischem Charakter (polare kovalente Bindung) z.b. Bromwasserstoff HBr oder Iodwasserstoff HI Tabelle: G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr. 17 Anziehungskräfte von Molekülen Zwischen Molekülen von kovalenten Verbindungen in der Regel nur schwache Anziehungskräfte (leicht flüchtig). Mit steigender Molekülmasse jedoch Zunahme der intermolekularen Wechselwirkungen Siedepunkte nehmen mit steigender Molekülmasse zu: Tabelle: H.C. Christen, Grundlagen der allgemeinen und anorganischen Chemie Folie Nr. 18 9

10 Dipolmoleküle Ein Molekül wird als Dipolmolekül bezeichnet, wenn es nach außen keine elektrische Ladung hat, im Molekül jedoch die Elektronen asymmetrisch verteilt sind. Bedingt wird diese asymmetrische Ladungsverteilung durch Elektronegativitätsunterschiede und die Symmetrie im Molekül. Es bildet sich aufgrund dieser Unterschiede ein elektrischer Dipol mit einem positiven und einem negativen Pol aus: Beispiele: Wasser δ- Kohlendioxid δ+ δ- Bildquellen: Wasserdipol Kein Dipol! Vektoren fallen zusammen Folie Nr. 19 Wasserstoffbrückenbindung Wasserstoffbrückenbindungen sind Bindungen elektrostatischer Natur, die auf den Dipolkräften des Wassermoleküls beruhen: Bildquellen: Folie Nr

11 Siedepunkte Wasserstoffverbindungen Quelle: G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr. 21 Nomenklatur und Summenformeln Jede chemische Verbindung besitzt einen eindeutigen Namen, der zu einer eindeutigen Strukturformel führt. Bei einfachen molekularen Verbindungen kann aus der Summenformel direkt auf die Lewis-Strukturformel geschlossen werden. Grundsätzliche Regeln: Bei mehrfachen Vorkommen von Atomen oder Atomgruppen in einem Molekül wird die Anzahl durch das Zahlenpräfix (Vorsilbe) angegeben: z.b. SO 2 Schwefeldioxid oder PCl 5 Phosphorpentachlorid Bleibt der Name einer Verbindung eindeutig, kann das Präfix gestrichen werden: z.b. Al 2 O 3 Aluminiumoxid nicht Dialuminiumtrioxid Einfachen Anionen wird die Endung id an den Elementnamen angehängt: Fluorid (F - ), Oxid (O 2- ), Sulfid (S² - ) Quelle: G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr

12 Berechnung d. relativen Molekülmasse Die Summenformel einer Verbindung enthält quantitative Aussagen über die Anteile der jeweiligen Atome in einem Element an der Verbindung: H 2 O: 2 Anteile Wasserstoff und 1 Anteil Sauerstoff Berechnung der relativen Molekülmasse aus den relativen Atommassen A r : 2 x A r (H) = 2 x 1,008 u = 2,016 u 1 x A r (O) = 1 x 15,999 u = + 15,999 u Molekülmasse M r (H 2 O) = 18,015 u Beispiel: relative Molekülmasse von NaOH (Ätznatron): M r (NaOH) = A r (Na) + A r (O) + A r (H) = 22,990 u + 15,999 u + 1,008 u = 39,997 u Folie Nr. 23 Was ist ein Mol? SI-Einheit: Bezeichnet die Stoffmenge, die so viele Teilchen (Atome, Moleküle oder beliebige andere Objekte) enthält, wie Atome in genau 12 g des Kohlenstoffisotops 12 C vorhanden sind. Dies sind 6,022 x Teilchen ( = Avogadro sche Zahl N A ) 1 Mol Heliumatome enthält 6,022 x He-Atome 1 Mol Wasser enthält 6,022 x H 2 O- Moleküle 1 Mol Kohlenstoffisotop 12 C enthält 12 g Kohlenstoff 1 Mol Wasserstoff H 2 enthält 2 x A r (H) = 2 x 1,008 g = 2,016 g H 2 1 Mol Wasser enthält 18,015 g H 2 O Wie viele Ionen enthält 1 Mol Natriumchlorid? Folie Nr

13 2.1 Aggregatszustände Ideale und reale Gase Flüssigkeiten Festkörper Gemische Änderung der Aggregatszustände Folie Nr. 25 Die Aggregatszustände Volumen Nicht definiert definiert definiert Form Nicht stabil Nicht stabil stabil Bildquelle: G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr

14 Ideale Gase - Gesetzmäßigkeiten Zusammenhang zwischen Druck und Volumen (Gesetz von Boyle und Mariotte) Quelle: Basiswissen Schule Chemie Abitur, Duden-Verlag Folie Nr. 27 Ideales Gasgesetz - Herleitung Kombination der Gesetze von Gay-Lussac, Amontons und Boyle-Marriotte: p T 1 V 1 1 p = T 2 V 2 2 oder p V = const. T Avogadroscher Satz: Gleiche Volumina verschiedener Gase enthalten unter gleichen äußeren Bedingungen die selbe Zahl von Molekülen In Verbindung mit dem Begriff des Moles gilt: Die Volumina von je 1 mol irgendwelcher Gase sind bei gleicher Temperatur und gleichem Druck gleich groß: 1 mol Gas entspricht einem Volumen von 22,4 Litern (Unter Normbedingungen bei T = 273,15 K und p = 101,325 kpa) Folie Nr

15 Ideales Gasgesetz Verbindung mit dem Avogadroschem Satz: p V = n const'. T n: Anzahl der Mole n = m M m: Masse des Gases M: Molmasse Kombination der Gesetze von Boyle-Mariotte, Gay-Lussac und Satz von Avogadro: p V = n R T Ideales Gasgesetz R =, 314 J K mol 8 Allgemeine Gaskonstante Folie Nr. 29 Das Verhalten realer Gase pv/rt Verhältnis verschiedener Gase bei unterschiedlichen Temperaturen Quelle: G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr

16 Gasgesetz für reale Gase Probleme des idealen Gasgesetzes: Intermolekulare Anziehungskräfte bei hohen Drücken Einfluß des molekularen bzw. atomaren Volumens Van-der-Waals-Gleichung für reale Gase: p + a n² V ² ( V n b) = n R T a: Konstante für das Maß der anziehenden Wechselwirkungen b: Konstante für das Maß des Eigenvolumens Folie Nr. 31 Gasverflüssigung Prinzip: Reales Gas, das entspannt wird, ändert seine Temperatur (nicht beim idealen Gas) Joule-Thomson-Effekt Bei Volumenvergrößerung hat jedes Gasteilchen mehr Volumen zur Verfügung. Teilchen müssen Arbeit leisten, um sich von den Wechselwirkungen mit anderen Teilchen zu lösen: Bewegungsenergie wird reduziert, Teilchen werden langsamer, ihre kinetische Energie sinkt Kinetische Energie ist proportional zur Temperatur: Temperatur sinkt Verdichtung auf 200 bar Bildquelle: Entspannung über ein Drosselventil G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr

17 Flüssigkeiten Warum sind Substanzen flüssig? Zwischenmolekulare Wechselwirkungen sorgen für Zusammenhalt Eingeschränkte Beweglichkeit der Teilchen (Wärmebewegung = kinetische Energie) Verschiedene kinetische Energie der Teilchen Anteil der Teilchen mit hoher kinetischer Energie nimmt mit steigender Temperatur zu Dampfdruck einer Flüssigkeit abhängig von T und Stoff Dampfdruck = herrschender Luftdruck Sieden (Sprunghafter Anstieg der Teilchen, die in die Gasphase übergehen) Siedetemperatur abhängig vom Luftdruck und Höhenlage Folie Nr. 33 Flüssigkeiten - Beispiel Wasser Phasenübergänge und deren Energiebedarf für 1 kg H 2 O Quelle: G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr

18 Festkörper Kristalline Festkörper Amorphe Festkörper Folie Nr. 35 Kristalline Festkörper Kennzeichen: Atome, Ionen oder Moleküle befinden sich in einer regelmäßigen Anordnung auf festen Positionen Anordnungsgesetze, denen die Teilchen unterliegen, werden als Kristallstruktur bezeichnet Regelmäßige Wiederkehr der kleinsten wiederholenden Grundeinheit (Elementarzelle) Kristallgitter Elementarzelle ist durch sechs Parameter definiert: Seitenlänge der Elementarzelle in alle drei Raumrichtungen (a, b, c) Winkel zwischen den Kanten der Zelle (α, β, γ) Jeder Gitterpunkt im Gitter hat eine identische Umgebung Einfachster Fall der Kristallstruktur: Identische Atome, von denen jedes ein Gitterpunkt ist Folie Nr

19 Kristallsysteme und ihre Parameter Quelle: G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr. 37 Eigenschaften von Kristallen (1) Quelle: G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr

20 Eigenschaften von Kristallen (2) Quelle: G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr. 39 Amorphe Festkörper Im Aufbau Ähnlichkeiten zu Flüssigkeiten Einzelne Atome besitzen keine Bewegungsenergie Verlassen ihrer Plätze nicht möglich! Keine Ausbildung von dreidimensionalen Strukturen Bedingung für amorphen Zustand: Teilchen können sich beim Abkühlen nicht regelmäßig anordnen (z.b. schnelles Abkühlen einer Schmelze) Geringere Packungsdichte der Atome und Moleküle als kristalline Stoffe, daher: Geringere Dichte Geringere Härte Geringere Sprödigkeit Folie Nr

21 Gemische Stoffe Reinstoffe bestehen nur aus einem Element oder einer chemischen Verbindung (Molekül) Gemische bestehen aus mindestens zwei Stoffen (auch Stoffgemische, Stoffgemenge) homogen heterogen Gleichartiges Aussehen z.b. Cola-Getränk Unterschiedliches Aussehen z.b. Sand und Eisenteilchen Folie Nr. 41 Homogene Gemische Erscheinen rein optisch wie ein Reinstoff (Auf molekularer Ebene vermischte Reinstoffe) Gase in jedem Verhältnis beliebig mischbar (Allerdings Entmischung aufgrund der Dichte möglich: z.b. Biogas CH 4 /CO 2 oder CO 2 in Luft) Flüssigkeiten können homogene Mischungen bilden (z.b. Ethanol in Wasser Angaben in Vol-%) Verschiedene Metalle können Legierungen bilden (z.b. Kupfer/Zinn, Edelstahl) Folie Nr

22 Legierungen Folie: 43 Die Bildung eines Mischkristalls am Beispiel von Bronze Folie Nr. 43 Legierungsbildung: Schmelzpunktserniedrigung Folie: 44 Folie Nr

23 Legierungsbildung: Löten Miteinander verlötbare Metalle Folie: 45 Folie Nr. 45 Legierungsbildung: Löten Pb/Sn-Lote Folie: 46 Phasendiagramm Blei-Zinn Folie Nr

24 Legierungen: Bronzen Folie: 47 Das Cu-Ni-Phasendiagramm zeigt, dass Cu und Ni über alle Mischungsverhältnisse hinweg eine homogene feste Lösung bilden. Folie Nr. 47 Legierungen Folie: 48 Morphologie der Legierung in Abhängigkeit von der Abkühlgeschwindigkeit Folie Nr

25 Legierungsbildung: Gusseisen Folie: 49 a) Zwei Einheitszellen des kubisch-innenzentrierten Kristallgitters des Eisens; b) im Stahl werden diese Zwischengitterplätze teilweise durch Kohlenstoffatome besetzt Folie Nr. 49 Legierungsbildung: Gusseisen Folie: 50 Ausschnitt aus dem Phasendiagramm Eisen-Kohlenstoff Folie Nr

26 Heterogene Gemische Unterschiedliche Stoffe bilden jeweils eine eigene Phase Grenzflächen zwischen den Phasen Wichtige Arten von heterogenen Gemischen: Emulsionen Suspensionen Kolloidale Systeme Folie Nr. 51 Beispiele für Dispersionen Quelle: G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr