Grundtypen der Bindung. Grundtypen chemischer Bindung. Oktettregel. A.8.1. Atombindung

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1 Grundtypen der Bindung Grundtypen chemischer Bindung Oktettregel A.8.1. Atombindung 1

2 A.8.1 Atombindung Valenz (Zahl der Bindungen) Atombindung auch: kovalente Bindung, ElektronenpaarBindung Zwei Atome haben mindestens ein gemeinsames Elektronenpaar! einfach besetzte Atomorbitale Molekülorbitale Bindende Elektronenpaare nichtbindende, freie Elektronenpaare Chemische Bindung Bindungslänge: mittlerer Abstand zwischen den Atomkernen Bindungsenergie: Energie, die bei Bildung der Bindung entsteht 2

3 Elektronegativität Elektronegativität nach Pauli nimmt mit der Gruppennummer stark zu (Metall Nichtmetall) nimmt mit der Periodennummer ab (oben unten!) Elektronegativität: Metalle: < 2,0, Nichtmetalle > 2,0, Halbmetalle ca. 20 A.8.2 Ionenbindung 3

4 Ionenbindung Ionenbindung Nichtmetall endotherm exotherm Metall Ionenbindung Atomradien Atomgitter 4

5 Namen von gebräuchlichen Ionen A.8.3 Metallbindung Na + NatriumIon F Fluorid ClO Hypochlorit Mg 2+ MagnesiumIon Cl Chlorid ClO 3 Chlorat Cu + Kupfer(I)Ion Br Bromid ClO 4 Perchlorat Cu 2+ Kupfer(II)Ion I Jodid SO 2 3 Sulfit NH + 4 AmmoniumIon O 2 Oxid SO 2 4 Sulfat O 2 Peroxid NO 2 Nitrit OH Hydroxid NO 3 Nitrat N2 Nitrid CO 2 3 Carbonat S 2 Sulfid PO 3 4 Phosphat CN Cyanid MnO 4 Permanganat Metallbindung Stromleitung in Metallen Metalle bestehen aus kleinen Kristallen. In diesen sind die Atomrümpfe periodisch angeordnet, die Aussenelektronen sind frei beweglich. Sie bilden ein Elektronengas. 5

6 Metallgitter Drei Gitterstrukturen für die meisten Metalle: 1.dem kubischraumzentrierten Gitter: Jedem Atomrumpf sind acht andere benachbart! 2.der kubischdichtesten ht t Gitterpackung: Jedem Atomrumpf sind zwölf andere benachbart! 3.der hexagonaldichtesten Kugelpackung: Jedem Atomrumpf sind zwölf andere benachbart! Metallbindung 2 frei bewegliche Elektronen zwischen Atomrümpfen: Elektronengas Legierungen: Mischungen verschiedener Metalle (Schmelzen und Abkühlen) Metalle, Übergangsmetalle, Halbmetalle A.8.5 Bindung / Eigenschaften Grundtypen der Bindung Struktur Elemente Beispiele Bindungsart Eigenschaften Ionenkristall Molekül, unsymmetrisch Verbindungen aus Metallen und Nichtmetallen unterschiedliche Nichtmetalle Salze wie NaCl HCl, SO 2, NH 3, H 2 O Elementmoleküle; Molekül, Nichtmetalle symmetrisch CH 4, PCl 5 elektrostatische Anziehung Ionenbindung Atombindung, polar, Van der Waals kovalent hart, elektrisch leitfähig in Lösung u. Schmelze, hohe T m Dipole, niedrige T m,, Nichtleiter Nichtleiter, niedrige T m Molekülgitter Nichtmetalle C, SiO 2 kovalent hart, sehr hohe T m Metallgitter Metalle, links der Diagonale im PSE, Übergangselemente Metalle Legierung Metallbindung Elektronengas elektr. leitfähig, hohe T m 6

7 A Intermolekulare Bindungskräfte: Dipolkräfte A Intermolekulare Bindungskräfte: Wasserstoffbrückenbindungen A Intermolekulare Bindungskräfte: Induktionskräfte A.8.6. Intermolekulare Bindungskräfte: Dispersionskräfte 7

8 A.8.7. Intramolekulare Wechselwirkungen Intramolekulare Wechselwirkungen sind ATOMATOMWechselwirkungen: van der WaalsKräfte : 2max. 60 kj/mol! A.8.8. Molekülorbitale Analog dem Modell der Atomorbitale Entstehung einer AtomBindung: zwei Atome rücken räumlich aufeinander zu Orbital mit einem ungepaarten Elektron des einen Atoms überlappt sich zunehmend mit Orbital mit einem ungepaarten Elektron des anderen Atoms zwei Atomorbitale verschmelzen zu gemeinsamen Molekülorbital Molekülorbital: mathematisch eine Wellenfunktion gleiche Gesetzmässigkeiten wie für Atomorbitale: PauliPrinzip MolekülOrbitale unterschiedlicher Energieniveaus Bezeichnung der Molekülorbitale mit σ, π, δ Molekülorbitale A.8.8 Mehrfachbindungen H 1s HH (σ1s) 2 N 1s 2 2s 2 2p 3 N N 1s 2 (σ2s) 2 (σ2p x ) 2 (π2p y ) 2 (π2p z ) 2 2s und 2p x Atomorbitale ergeben σmolekülorbitale 2p y und 2p z Atomorbitale ergeben π Molekülorbitale eine Knotenebene σ Bindungen oder π Bindungen 8

9 Hybridisierung CCEinfachbindung sp 2 Hybridorbitale C=CDoppelbindung 9

10 σ und Bindungen CCBindungen 10