Bindungstypen und zwischenmolekulare Kräfte

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1 Bindungstypen und zwischenmolekulare Kräfte 1 Metallbindung a) Eigenschaften der Metalle c silbriger Glanz d elektrische Leitfähigkeit e Verformbarkeit b) Elektronengasmodell 1 Kraft 3 A 2 Freie Elektronen: sehr leicht durch auftreffendes Licht anzuregen c sehr leicht durch Anlegen einer Spannung verschiebbar d MetallIonen: leicht verschiebbar e (Vgl. im Skript Atombau und Periodensystem, Kapitel 4 Periodensystem der Elemente, Unterkapitel e) Metalle und Nichtmetalle und Unterkapitel f) Übersicht zu den Bindungstypen) c) chemische Eigenschaften Metalle geben leicht Elektronen ab. Reaktionspartner ist häufig Sauerstoff. Dann entstehen Metalloxide z.b. Eisen(III)oxid, Summenformel Fe 2 O 3, Rost

2 2 Ionenbindung a) Die Bildung von Salzen am Beispiel Natriumchlorid: Stoff und Energieänderung V Reaktion von Natrium mit Chlor D: Chlor Natrium (erhitzt) B: c Aus einem silbrigen Feststoff und einem grünen Gas entsteht ein weißer Feststoff. da) kurzzeitiges Erhitzen notwendig db) helle und heiße Flamme F: c Es entsteht das Salz Natriumchlorid da) Es muss kurzzeitig Energie zugeführt werden. db) Insgesamt wird Energie in Form von Licht und Wärme frei. Gl: vereinfacht für die Reaktion von zwei einzelnen Atomen Die Strukturformelschreibweise gibt die Valenzelektronen an: = 1 Valenzelektron = 1 Valenzelektronenpaar (= 2 Valenzelektronen) Na Cl Na Cl Protonenzahl: Gesamtelektronenzahl: Gesamtladung: Valenzelektronenzahl: (MSchale) (MSchale) 8 (LSchale) Ion = geladenes Teilchen Kation = positiv geladenes Teilchen Anion = negativ geladenes Teilchen Oktettregel: maximal 8 Valenzelektronen bei Elementen der 2. Periode Edelgasregel: Alle Elemente streben die Elektronenkonfiguration eines Edelgases an.

3 für die Reaktion aus ChlorMolekülen Die Nichtmetalle Wasserstoff (), Stickstoff (N), Sauerstoff (O), Fluor (F), Chlor (Cl), Brom (Br) und Iod (I) liegen elementar als zweiatomige Moleküle vor (Vgl. Kapitel 3). Na Cl Na Cl Na Cl Na Cl Die Summenformelschreibweise gibt nur die Art, die Anzahl und die Ladungen der Teilchen an. 2Na Cl 2 2Na 2Cl Energiediagramm 2NaCl c E 2Na Cl 2 Aktivierungsenergie E a d a) Reaktionsenthalpie d b) 2NaCl RK = Reaktionskoordinate zu da): Die Aktivierungsenergie E a muss kurzzeitig zugeführt werden, damit die Reaktion abläuft. Die Reaktion läuft bei niedriger Aktivierungsenergie schneller ab (oder bei höherer Temperatur). Ein Katalysator erniedrigt die Aktivierungsenergie Ö kinetische Aussage ( Verlauf? )

4 zu db): Die Reaktionsenthalpie entspricht der Differenz des Energiegehalts der Ausgangsstoffe und der Endstoffe. Bei exothermen Reaktionen wird Energie in Form von Wärme frei. < 0 Ö thermodynamische Aussage ( Bilanz? ) Der Einfluss der Gitterenergie auf die Reaktionsenthalpie Darstellung der einzelnen Energiebeträge als Kreisprozess: Dissoziationsenergie (Cl 2) Elektronenaffinität (2 Cl) Ionisierungsenergie (2 Na) Sublimationsenergie (2 Na) Gitterenergie (2 NaCl) Natrium Chlor Reaktionsenthalpie (2 NaCl) Natriumchlorid Bei der Zusammenlagerung der Ionen wird die große Gitterenergie frei. b) Kristallgittermodell am Beispiel Natriumchlorid Aufgrund der starken elektrostatischen Anziehungs und Abstoßungskräfte ordnen sich die Ionen in einem regelmäßigen, starren Kristallgitter an. Die Verhältnisformel (= Summenformel eines Salzes) gibt die Zahlenverhältnisse der Ionen zueinander an: Ionenverhältnis Na : Cl in Na 1 Cl 1 = 1 : 1)

5 Gitterausschnitt: Na Kationen Cl Anionen Eigenschaften der Salze hoher Schmelzpunkt als Feststoff keine elektrische Leitfähigkeit spröde beim Verformen oft löslich in Wasser (Vgl. Kapitel 4 zwischenmolekulare Kräfte, Unterkapitel IonDipolWechselwirkungen) c) Regeln zum Aufstellen einer Reaktionsgleichung 1.) Ausgangs und Endstoffe folgen aus der Beobachtung 2.) Die Indices der Verbindungen werden mit ilfe der Oktett und der Edelgasregel bestimmt. Salze und Moleküle sind nach außen elektrisch neutral. 3.) Die Koeffizienten werden so gewählt, dass keine Atome verloren gehen (Massenerhaltungssatz). d) Die Zersetzung von Salzen am Beispiel der Elektrolyse von Eisen(III)chlorid: Stoff und Energieänderung V Elektrolyse von Eisen(III)chlorid D: d ca) cb) Eisen(III)chlorid Schmelze

6 B: ca) Am Pol entsteht ein silbriger Feststoff. cb) Am Pol entsteht ein grünes Gas. d es muss ständig Energie zugeführt werden. F: ca) Elementares Eisen entsteht. cb) Elementares Chlor entsteht. d Die Reaktion ist endotherm. Gl: Strukturformelschreibweise: Fe 3 Cl Fe Cl Cl Cl Cl Cl Fe 3 Cl Fe Cl Cl Cl Cl Cl Summenformelschreibweise: 2Fe 3 6Cl 2Fe 3Cl 2 ca) cb) 2 FeCl 3

7 E Energiediagramm Aktivierungsenergie E a d 2Fe 3Cl 2 Reaktionsenthalpie d 2Fe 3 6Cl RK = Reaktionskoordinate zu d: Die Aktivierungsenergie E a muss ständig zugeführt werden. Bei endothermen Reaktionen wird ständig Energie zugeführt. > 0

8 3 Atombindung a) Die Bildung von Molekülen am Beispiel Wasser: Stoff und Energieänderung V Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff D: Wasserstoff c Sauerstoff aus der Luft db da B: c farblose Flüssigkeitströpfchen da Energie wird kurzzeitig zugeführt db Energie wird bei einer kleinen Explosion frei F: c es entsteht zunächst gasförmiges Wasser, das dann kondensiert da hohe Aktivierungsenergie db schnelle, stark exotherme Reaktion Gl: O O O O 2 2 O O Energiediagramm E 2 2 O 2 Aktivierungsenergie E a d a) Reaktionsenthalpie d b) 2 2 O RK

9 Begründung der hohen Reaktionsenthalpie: ( Zahl der Bindungen bei Ausgangs und Endstoffen gleich [jeweils vier Bindungen]) Es müssen vier schwache Bindungen gespalten werden, dafür wird nur wenig Dissoziationsenergie aufgewendet. Es werden vier starke Bindungen gebildet, dabei wird viel Bindungsenergie frei. Öunpolare Atombindungen sind energiereich (d.h. leicht zu spalten) z.b. Brennstoffe: O C C Wasserstoff Kohlenwasserstoff Kohlenhydrat (Ausschnitt) (Ausschnitt) n n = unpolare Atombindung = polare Atombindung Öpolare Atombindungen sind energiearm (d.h. schwer zu spalten) z.b. Verbrennungsprodukte: O C O Kohlenstoffdioxid O Wasser b) Atombindungsmodell am Beispiel Wasserstoff, Sauerstoff und Wasser = Elektronenpaarbindung; kovalente Bindung Nichtmetallatome teilen sich Valenzelektronen durch Überlappen der Valenzschalen. Die Anziehungskraft der Bindenden Elektronenpaare auf beide Atomkerne hält die Nichtmetallatome zusammen. Freie Elektronenpaare werden nur von einem Atomkern angezogen. Die Nichtmetallatome bilden jetzt zusammen ein Molekül

10 Die Edelgas und die Oktettregel sind zu beachten: Einfachbindungen unpolare Atombindungen ( Striche ) wenn die EN kleiner als ca. 0,3 ist Cl Cl Doppelbindungen O O C polare Atombindungen ( Keile ) wenn die EN größer als ca. 0,5 aber kleiner als ca. Cl O C O 1,7 ist (daher mit Teilladungen δ, δ ) O

11 c) Elektronenpaarabstoßungsmodell (EPA) am Beispiel Wasser, Ammoniak und Methan Elektronenpaare ordnen sich aufgrund der gegenseitigen Abstoßung möglichst weit voneinander entfernt an. Bindende Elektronenpaare benötigen mehr Raum als Freie Elektronenpaare. Strukturformel Methan Ammoniak Wasser C N O Kugelmodell Geometrie mit allen Elektronenpaaren Tetraeder Tetraeder Tetraeder Geometrie nur mit den Bindenden Elektronenpaaren Tetraeder Trigonale Pyramide Winkel Bindungswinkel α

12 d) Die Zersetzung von Molekülen am Beispiel Wasser: Stoff und Energieänderung V Elektrolyse von Wasser D: ca cb gefärbtes Wasser d B: ca ()Pol: farbloses Gas entsteht, Knallgasprobe positiv cb ()Pol: farbloses Gas entsteht, Glimmspanprobe positiv d Es muss ständig Energie zugeführt werden. F: ca Wasserstoff entsteht cb Sauerstoff entsteht d endotherme Reaktion Gl: 2 2 O 2 2 O 2 ca cb Volumenverhältnis: 2 : 1

13 E Energiediagramm Aktivierungsenergie E a d 2 2 O 2 Reaktionsenthalpie d 2 2 O RK

14 4 Zwischenmolekulare Kräfte a) VanderWaalsKräfte F 2 Cl 2 Siedepunkt [ C] EN 0 0 Molare Masse M (=Summe der Molaren Masse aller Kernbausteine) [g/mol] ÖJe höher die Molare Masse, desto stärker die zwischenmolekularen Vander WaalsKräfte, desto mehr Energie ist zur Trennung der Moleküle voneinander nötig, desto höher ist der Siedepunkt. ÖVanderWaalsKräfte sind schwache Wechselwirkungen zwischen spontanen und induzierten Dipolen, sowie zwischen induzierten und induzierten Dipolen. ÖSie nehmen mit steigender Moleküloberfläche (Näherungsmaß ist die Molare Masse) zu, große unpolare Moleküle können daher als Feststoff vorliegen. V Lösen von Iod in verschiedenen Lösungsmitteln D: Iod Iod c Benzin Wasser B: c nur mit Benzin entsteht eine violette Lösung F: c als unpolarer Stoff löst sich Iod nur im unpolaren Lösungsmittel Benzin Gleiches löst sich in Gleichem.

15 b) Wasserstoffbrücken F Cl Siedepunkt [ C] EN 1,8 1,0 Molare Masse M (=Summe der Molaren Masse aller Kernbausteine) [g/mol] ÖJe höher die EN, desto stärker die zwischenmolekularen Wasserstoffbrücken, desto mehr Energie ist zur Trennung der Moleküle voneinander nötig, desto höher ist der Siedepunkt. ÖWasserstoffbrücken sind starke Wechselwirkungen zwischen besonderen permanenten Dipolen. Sie gehen von einem Freien Elektronenpaar eines negativ polarisierten Atoms (δ ) des einen Moleküls aus und greifen am positiv polarisierten Wasserstoffatom (δ ) des anderen Moleküls an. ÖSie nehmen mit steigender Bindungspolarität (Näherungsmaß ist die EN) zu, schon kleine polare Moleküle können daher als Flüssigkeit vorliegen. V Mischen von verschiedenen Lösungsmitteln Wenig (senkrecht) Wasser Ethanol Benzin in viel (waagrecht) Wasser löslich löslich unlöslich Ethanol löslich löslich löslich Benzin unlöslich löslich löslich ÖEnergetische Effekte: ÖEntropieEffekt: Maximierung der Anzahl der Wasserstoffbrücken dann Maximierung der VanderWaalsKräfte Minimierung der Kontaktflächen zwischen permanenten und spontanten/induzierten Dipolen

16 Molekül Polare Atombindungen? Unsymmetrische Teilladungen? Permanenter Dipol? Wasser ja ja ja Chlorwasserstoff ja ja ja Tetrafluormethan ja nein nein Kohlenstoffdioxid ja nein nein Methan nein nein nein Ein permanenter Dipol hat polare Atombindungen und die Teilladungsschwerpunkte sind unsymmetrisch verteilt. Besondere Eigenschaften von Wasser Dichteanomalie (Dichtemaximum bei 4 C) hoher Schmelz und Siedepunkt breiter flüssiger Bereich gutes Lösungsmittel für permanente Dipole und Ionen c) IonDipolWechselwirkungen V Lösen von Kaliumiodid in verschiedenen Lösungsmitteln D: Kaliumiodid Kaliumiodid c Benzin Wasser B: c nur mit Wasser entsteht eine farblose Lösung F: c als ionischer Stoff löst sich Kaliumiodid nur im polaren Lösungsmittel Wasser Ionen können von Wasser aus dem Ionengitter gelöst werden. Dafür muss die Gitterenergie aufgewendet werden. Bei der Bildung der ydrathülle um die Ionen wird die ydratationsenergie frei.

17 Mögliche Fälle für den Lösungsvorgang: Gitter < ydratation => exotherm Gitter = ydratation => keine Energieänderung Gitter > ydratation => endotherm (sehr selten!) Gitter >> ydratation => unlöslich Exkurs für den BiologieGrundkurs (Kapitel Stoffwechsel): G = T s G gibt an, ob ein Vorgang freiwillig ablaufen kann: Fall 1: G < 0 => exergonisch, d.h. freiwillig Voraussetzung: < 0 oder zumindest I I < IT si, falls endotherm Fall 2: G > 0 => endergonisch, d.h. unfreiwillig > 0 oder I I > IT si, falls exotherm