Bundesrealgymnasium Imst. Chemie Klasse 7. Chemische Bindungen

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1 Bundesrealgymnasium Imst Chemie Dieses Skriptum dient der Unterstützung des Unterrichtes - es kann den Unterricht aber nicht ersetzen, da im Unterricht der Lehrstoff detaillierter aufgearbeitet wird, als dies im Skriptum der Fall ist. Ergänzungen zum Skriptum werden während des Unterrichts durchgeführt. In diesem Skriptum sind nur wenige Diagramme und Zeichnungen enthalten. Die fehlenden Diagramme werden im Unterricht erarbeitet. Inhalt Einführung und Überblick Welche Art von Bindung vorliegt, kann über die EN der an einer Bindung beteiligten Elemente abgeschätzt werden Atombindung Klassische Atombindung (Lewis-Modell) Molekülorbitaltheorie VSEPR-Theorie Valence-Bond-Theorie Ionenbindung Metallbindung Das Bändermodell Gitterstrukturen Komplexbindungen Intermolekulare Bindungen Van-der-Waals Bindungen Wasserstoffbrückenbindungen... 33

2 Chemie Einführung und Überblick Atome setzten sich aus drei Bausteinen zusammen: -Protonentragen die positiven Ladungen und sind im Kern angesiedelt -Neutronen sitzen ebenfalls im Kern und tragen keine Ladung -Elektronen sind negativ geladen und bauen die Atomhülle auf In dieser elementaren Form kommen in der Natur nur die Edelgase Metalldämpfe vor. Alle anderen Atome sind in irgendeiner Form mit Atomen desselben Elements oder mit Atomen anderer Elemente verbunden. Man unterscheidet: Ionen bindung Atom bindung Metall bindung Komplexe Bindungen Intermolekulare Wechselwirkung polar unpolar Wasserstoffbrückenbindungen Van-der-Waalsbindungen Keesom-Ww Debye-Ww London- Kräfte Welche Art von Bindung vorliegt, kann über die EN der an einer Bindung beteiligten Elemente abgeschätzt werden. Differenz der EN Werte Ionischer Bindungsanteil Bezeichnung der Bindung Beispiel < 0,2 0,2 1,7 > 1,7 < 1 % 1 50 % > 50 % unpolare Atombindung polare Atombindung Ionenbindung N 2, O 3, S 8 CO 2, NH 3 NaF, CaO 4.2 Atombindung Die Atombindung ist die wichtigste Art der Bindung zwischen Nichtmetallatomen. Durch gemeinsame Elektronenpaare ein in sich geschlossenes Teilchen, ein Molekül. Es ist energieärmer und deswegen stabiler als die getrennten Atome Klassische Atombindung (Lewis-Modell) Gilbert Newton Lewis erkannte zu Beginn des 20. Jh., dass ein stabiler energiearmer Zustand, wie ihn die Edelgase aufweisen, von jedem Element erreicht werden kann, wenn diese Elektronen der unvollständig besetzten Außenschale gemeinsam benutzen. Aus diesem Grund wir die Atombindung auch Elektronenpaarbindung oder kovalente Bindung genannt. Im Lewis-Modell werden einzelne Elektronen als Punkt und Elektronenpaare als Strich dargestellt. In einer Verbindung werden zwei freie Elektronen (Punkte) unterschiedlicher Atome zu einem Strich (Valenzstrich) verbunden, der die gemeinsame Nutzung der beiden Elektronen durch beide Atome anzeigt. Um diese Valenzstrichformel zu Dr. K.-H. Offenbecher Seite 24

3 Chemie ermitteln bestimmt man die Gesamtzahl der Außenelektronen aller Atome einer Verbindung und verteilt diese nach der Oktettregel. Einige Moleküle lassen sich durch eine einzige Lewis-Formel nicht ausreichend darstellen. So ergeben sich z. B. für das Carbonat-Ion mehrere Möglichkeiten wobei die tatsächliche Elektronenverteilungvon keiner der Lewis-Formeln richtig widergegeben wird. Man spricht von mesomeren Grenzformen oder strukturen. Abb. 4-1: Mesomere Grenzstrukturen des Carbonat-Ions CO 2-3. Die tatsächliche Anordnung der Elektronen liegt irgendwo dazwischen Molekülorbitaltheorie Beim Aufeinandertreffen zweier Atome werden die Anziehungskräfte zwischen dem Kern des einen und der Elektronenwolke des jeweils anderen Atoms umso stärker, je näher sich die beiden Atome kommen. Dadurch bildet sich aus den beiden kugelförmigen Atomorbitalen der beiden Atome ein gemeinsames Molekülorbital. Es ist mit Elektronen doppelt besetzt und bindet die beiden Atome aneinander. Somit entsteht ein neues Teilchen, ein Molekül. Im Molekülorbital steht den Elektronen insgesamt ein größerer Aufenthaltsbereich zur Verfügung. Die Energie der Elektronen nimmt in diesem größeren Bereich ab. Dies ist eine wichtige Ursache für die Stabilität von Molekülen. Besonders groß ist die Aufenthaltswahrscheinlichkeitt zwischen den Kernen. Abb. 4-2: Bildung des Bindenden σ-molekülorbitals und des nichtbindenden σ*-molekülorbitals im Wasserstoffmolekül. Bei der Kombination von Atomorbitalen zu Molekülorbitalen werden aus n Atomorbitalen (AO) n Molekülorbitale (MO). D. h. zwei Atomorbitale kombinieren zu zwei Molekülorbitalen: einem bindenden MO und einem antibindenden MO. Dies resultiert aus dem wellenmechanischen Bindungsmodell indem die Wellengleichungen der beiden beteiligten Atome addiert bzw. subtrahiert werden: Ψ bindend = ψ 1 + ψ 2 ψ antibindend = ψ 1 ψ 2 Dr. K.-H. Offenbecher Seite 25

4 Chemie VSEPR-Theorie Die Abkürzung VSEPR steht für Valence-Shell-Elektron-Pair Rropulsion. Übersetzt: Valenz Schalen Elektronen Paar Abstoßung. Sie beruht auf der Heisenberg schen Unschärferelation, dem Pauli-Prinzip, Prinzip, der Hundt schen Regel und der coulomb schen Abstoßung und dient der Beschreibung der räumlichen Gestalt von Molekülen. Den Valenzelektronen steht ein kugelförmiger Bereich um den Rest des Atoms zur Verfügung. Infolge der Abstoßungskräfte entfernt sich jedes einzelne Elektron möglichst weit von anderen, benachbarten Elektronen. Auch Elektronenpaare stoßen einander ab. Um die räumliche Gestalt eines Moleküls beschreiben zu können werden nur die Ladungswolken der Valenzelektronen ektronen des zentralen Atoms (bei einfachen Molekülen) berücksichtigt. Dazu zählen auch freie Elektronenpaare. Die Anordnung der Ladungswolken ergibt sich aus der Anzahl der Ladungswolken: Zwei Ladungswolken ordnen sich gegenüberliegend an. Es entsteht ein Winkel von 180. Drei Ladungswolken richten sich in einer Ebene an drei Ecken eines gleichseitigen Dreiecks aus. Der Winkel dazwischen beträgt 120. Vier Ladungswolken richten sich an den Eckpunkten eines Tetraeders aus. Die Winkel am Atomkern betragen 109,5. Fünf Ladungswolken bilden die Ecken einer trigonalen Bipyramide mit den Winkeln 120 und 90. Sechs Ladungswolken zeigen in die Ecken eines Oktaeders und bilden 90 Winkel. Abb. 4-3: Darstellung der räumlichen Anordnung der Ladungswolken bei 2, 3, 4, 5 und 6 Ladungswolken. Wenn in einem Molekül Doppel- oder Dreifachbindungen auftreten, wird angenommen, dass die Elektronen einer solchen Bindung einen gemeinsamen Aufenthaltsbereich haben. Die räumliche Anordnung einer doppelt oder dreifach besetzten Ladungswolke zählt dann auch nur als eine. Dr. K.-H. Offenbecher Seite 26

5 Chemie Valence-Bond-Theorie Bei der Valence Bond Theorie betrachtet man die Orbitale der einzelnen Atome und deren Wechselwirkung. Durch die Berücksichtigung der Geometrie kann die räumliche Struktur der Molekülbindungen dargestellt werden. Neben der Form der Orbitale müssen auch die Ausrichtung und die Vorzeichen der Orbitalbereiche beachtet werden. 4.3 Ionenbindung Die Ionenbindung ist die wichtigste Bindung zwischen Metallen und Nichtmetallen. Aufgrund des großen Unterschieds der Elektronegativitäten findet ein vollständiger Elektronenübergang von den Metallen zu den Nichtmetallen statt. Es entstehen elektrisch geladene Atome, die als Ionen bezeichnet werden. Metalle geben aufgrund der niedrigen EN ihre Valenzelektronen ab und erhalten dadurch eine positive Ladung. Sie werden zu Kationen. Nichtmetalle nehmen die Elektronen auf und erhalten eine negative Ladung. Diese Teilchen werden als Anionen bezeichnet. In beiden Fällen hängt die Anzahl der Ladungen van der Anzahl der aufgenommenen oder abgegebenen Elektronen (Ladungen) ab. Diese Anzahl kann aus dem PSE abgelesen werden. Abb. 4-4: Bildung von Ionen durch Elektronenübertrag. Das Na-Atom besitzt, wie alle Elemente der ersten Hauptgruppe, ein Valenzelektron, das nur leicht gebunden ist. Chlor, in der siebten Hauptgruppe besitzt sieben Valenzelektronen, die stark gebunden sind. Das Chlor füllt sich seine äußerste Schale mit dem Elektron des Na auf und erhält damit die stabile Elektronengaskonfiguration. Na verliert seine äußerste Schale, die nächste, vollständig besetzte Schale kommt zum Vorschein. Ein Feststoff, der aus Ionen aufgebaut ist, wird als Salz bezeichnet. Die Ionen ordnen sich darin in regelmäßigen Abständen dreidimensional aus. Ein solcher Aufbau wird als Ionengitter oder Kristallgitter bezeichnet. Aus Na und Cl bildet sich ein Natriumchlorid-Gitter, das eine kubische Kristallgitterstruktur aufweist. Andere Salze können andere Gitterstrukturen bilden. Jedes Ion im Gitter ist von einer charakteristischen Anzahl entgegengesetzt geladener Ionen umgeben. Diese Zahl nennt man Koordinationszahl und wird durch die Größenverhältnisse und Ladungszahlen bestimmt. Abb. 4-5: Natriumchloridgitter; die Ionen sind in jeder Raumrichtung abwechselnd angeordnet. Jedes Anion hat 6 Kationen als nächste Nachbarn und jedes Kation hat 6 Anionen als nächste Nachbarn. Dr. K.-H. Offenbecher Seite 27

6 Chemie Die Kristallform der Salze wird von der Anzahl der Ionen in der Formeleinheit und den Größenverhältnissen bestimmt. Deshalb besitzen verschiedene Salze verschiedene Kristallformen. Bei der Bildung eines solchen Gitters wird viel Energie frei. Diesee Energie wird als Gitterenergie bezeichnet. Will man die Gitterstruktur wieder auflösen, muss man diese Energie wieder aufbringen. Abb. 4-6: Aus den neutralen Atomen bilden sich durch Elektronenübertrag vom Na zum Cl Ionen, deren Größe sich stark von der Größe der ursprünglichen Atome unterscheidet. Aus diesen Ionen bildet sich dann unter Energieabgabe ein Salzkristall. Wirkt eine äußere Kraft auf ein Ionengitter ein, werden die Gitterebenen gegeneinander verschoben. Dabei kommen Ionen mit gleicher Ladung nebeneinander zu liegen. Gleiche elektrische Ladungen stoßen sich ab und das Gitter springt entlang der verschobenen Ebenen auseinander. Man sagt: Ionengitter sind spröde. Alle Salze sind elektrisch neutral. Die Summe der positiven und negativen Ladungen sind Null. Um Die Ionenladung der beteiligten Ionen kann für die s- und p-block Elemente aus dem PSE abgelesen werden. Für d- und f-block ist das nicht ohne weiteres möglich. Aus der Struktur der Bindungen und des Aufbaus von Salzen ergeben sich folgende Eigenschaften: Salze haben einen hohen Schmelzpunkt Feste Salze sind schlechte elektrische Leiter Salzschmelzen und lösungen sind gute elektrische Leiter. Salze sind spröde. 4.4 Metallbindung Metallatome haben kleine EN-Wertsich positiv geladene Atomrümpfe und freie, delokalisierte Elektronen. Die Atomrümpfe und geben ihre Valenzelektronen leicht ab. Dabei bilden sind in einer Gitterstruktur fixiert, während die Elektronen frei beweglich, d. h. ohne Bindung an ein bestimmtes Atom, sind. Diese bilden ein Elektronengas, durch das die Metallbindung erklärt werden kann. Dr. K.-H. Offenbecher Seite 28

7 Chemie Abb. 4-7: Metalle bestehen aus einer Gitterstruktur, die durch positiv geladene Atomrümpfe gebildet wird. Die Valenzelektronen verlassen die Atomstruktur, sind nicht mehr gebunden sondern frei beweglich. Dadurch entsteht ein Elektronengas, durch das die Metallbindung entsteht Das Bändermodell Grundlagen des Bändermodells sind die Molekülorbitaltheorie und das Pauli Prinzip. Im Metall liegen die Atome in einer dichten dreidimensionalen Anordnung vor. Bei einer bestimmten Anzahl (n) Atome kombinieren n Atomorbitale zu n Molekülorbitale (MO); bindend und antibindend. Diese MO s müssen sich durch eine quantenmechanische Bedingung unterscheiden. Sehr viele MO s verschmelzen dann zu einem Energieband. Das höchste besetzte Band bezeichnet man als Valenzband, das niedrigste unbesetzte als Leitungsband. Ist das Valenzband nur teilweise besetzt, können sich Elektronen frei bewegen und somit kann Strom fließen. Ist das Valenzband voll besetzt, können sich die Elektronen nicht mehr frei bewegen, da sie dann gegen das Pauli-Prinzip verstoßen. Bei einer Überlappung mit dem Leitungsband können Elektronen aber in dieses übertreten und somit wieder elektrische Energie fließen lassen. W Leitungsband L Valenzband V scharfe Niveaus im Atom breite Bänder im Kristall Abb. 4-8: Entstehung von Valenz- und Leitungsband durch Überlagerung einer großen Zahl von scharfen Energieniveaus der einzelnen Atome. Die elektrische Leitfähigkeit von Metallen entsteht durch frei bewegliche Elektronen im Valenzband und deren Möglichkeit, ohne Energiezufuhr in das überlappende Leitungsband zu wechseln. Sind Valenzband und Leitungsband energetisch getrennt, besteht diese Möglichkeit nicht. Ist ein Übergang in das Leitungsband durch geringe Energiezufuhr möglich, spricht man von Halbleiter. Ist die energetische Lücke zwischen den Bändern zu groß, können die Elektronen nicht mehr wechseln. Dadurch entsteht ein Nichtleiter oder Isolator. Dr. K.-H. Offenbecher Seite 29

8 Chemie Gitterstrukturen Zwischen einem positiv geladenen Atomrumpf und dem Elektronengas bestehen anziehende elektrostatische Kräfte. Andererseits stoßen sich die gleichnamig geladenenn Atomrümpfe ab. Heben sich abstoßende und anziehende Wirkung genau auf, tritt ein Gleichgewichtszustand ein, der zu einer regelmäßigen räumlichen Anordnung der Atome führt, diese wird dann als Kristall- oder Raumgitter bezeichnet. Viele feste Körper besitzen eine kristalline Struktur. Die kleinste Einheit ist die Elementarzelle. Fügt man einer Elementarzelle in alle Raumrichtungen weitere hinzu, erhält man ein Raumgitter. Die Kantenlänge der Elementarzelle nennt man Gitterkonstante, fiktive Ebenen im Raumgitter, die in gleichmäßigen Abständen mit Atomen besetzt sind, Netzebenen. Abb. 4-9: Schematischer Aufbau eines Kristallgitters. Die kleinste vollständige Einheit ist die Elementarzelle (rot). Die drei Gitterkonstanten können unterschiedliche Werte annehmen. Die Koordinationszahl ist 6. Kristallgitter unterscheiden sich durch ihre Atomanordnung. Den meisten Metallen liegen kubische oder hexagonale Kristallgitter zugrunde, die sich wie folgt einteilen lassen: Kubisch primitives Gitter: Zahl der Atome je Elementarzelle (EZ): 1 (siehe Abb. 4-9) Koordinationszahl: 6 (Zahl der nächsten Nachbarn; vergleiche Abb. 4-9) Raumerfüllung : 52 % Kubisch Raumzentriertes Gitter Zahl der Atome je EZ: 8/8 + 1 = 2 (8Eckatome + 1 Atom in Würfelmitte) Koordinationszahl: 8 Raumerfüllung: 68 % Kubisch flächenzentriertes Gitter Zahl der Atome je EZ: 8/8 + 6/2 = 4 (8 Eckatome + 6 Atome auf den Würfelflächen, die jeweils 2 Zellen gemeinsam gehören) Koordinationszahl: 12 Dr. K.-H. Offenbecher Seite 30

9 Chemie Raumerfüllung: 74 % Die hohe Koordinationszahl und die vorliegende dichtest mögliche Kugelpackung sind Voraussetzung für eine große Kristallplastizität Abb. 4-10: Kubisch primitives Gitter (links), raumzentriertes Gitter (mitte) und flächenzentriertes Gitter (rechts). Hexagonal flächenzentriertes Gitter Koordinationszahl: 12 Raumerfüllung: 74 % Abb. 4-11: Hexagonal flächenzentriertes Gitter. 4.5 Komplexbindungen Unter Komplexbildung versteht man Verbindungen, die aus einem Zentralteilchen bestehen, um das mehrere andere Teilchen (Liganden) gelagert sind. Abb. 4-12: Die Anzahl der direkt an das Zentralatom gebundenen Atome, der Liganden wird als Koordinationszahl bezeichnet. Dr. K.-H. Offenbecher Seite 31

10 Chemie Das Zentralatom ist normalerweise ein Metallion, wie Fe 2+, Fe 3+, Cu 2+, Ag +, Co 3+, Ni, usw. Die darum herum angeordneten Liganden sind Teilchen mit mindestens einem freien Elektronenpaar, wie H 2 O, NH 3, CO oder Ionen wie Cl -, CN -, NO 2 -, S 2 O Aus der Summe der Ladungen der Liganden und des Zentralions ergibt sich die Ladung des Komplexes. 4.6 Intermolekulare Bindungen Viele aus Molekülen aufgebaute Stoffe bilden im festen Aggregatszustand Molekülgitter, in denen die Moleküle regelmäßig angeordnet sind. Diese Molekülgitter lassen sich auf zwischenmolekulare Kräfte, den Van-der-Waals-Kräfte und der Wasserstoffbrückenbindung, zurückführen Van-der-Waals Bindungen Johannes Diderik van der Waals erforscht das Verhalten von Molekülen und entdeckte 1869 die Ursache der Anziehungskräfte zwischen Atomen und unpolaren Molekülen. Dipolmoleküle, die aufgrund polarer Elektronenpaarbindungen ständig unterschiedliche Ladungsschwerpunkte besitzen, werden permanente Dipolmoleküle genannt. Zwischen den Dipolmolekülen wirken aufgrund der ungleichnamigen Partialladungen elektrostatische Kräfte. Durch diese Dipol-Dipol-Kräfte richten sich Moleküle im festen und flüssigen Zustand aus (Keesom-Wechselwirkung). Abb. 4-13: Anordnung permanenter Dipolmoleküle durch Dipol-Dipol-Kräfte. Ein Dipolmolekül hat darüber hinaus die Fähigkeit, in unpolaren Moleküle eine Ladungsverschiebung zu veranlassen (induzieren) und zu diesen induzierten Dipolen ebenfalls Van-der-Waals-Bindungen aufzubauen (Debey-Wechselwirkung). London sche Kräfte stellen die dritte Möglichkeit der Ausbildung von Van-der-Waals- Bindungen dar. Sie entstehen, wenn durch kurzzeitige Elektronenverschiebung die symmetrische Ladungsverteilung gestört wird und ein spontaner Dipol gebildet wird. Dieser Dr. K.-H. Offenbecher Seite 32

11 Chemie ist dann in der Lage, seine kurzfristig entstandene Ladungsverteilung auf ein weiteres unpolares Teilchen zu übertragen (induzieren) Wasserstoffbrückenbindungen In Molekülen treten zwischen Atomen von Elementen mit stark unterschiedlicher EN polare Elektronenpaarbindungen auf. Ist Wasserstoff mit einem elektronegativerenn Element gebunden, entsteht am Wasserstoff eine positive Partialladung. Dieses H-Atom kann mit einem Atom, das eine negativee Partialladung durch ein nichtbindendes Elektronenpaar trägt, eine Bindung ausbilden. H-Brückenbindungen sind zwischen einem H-Atom und dem Atom eines stark elektronegativeren Elements eines anderen Moleküls oder innerhalb des eigenen Moleküls möglich. Abb. 4-14: Auswirkungen der H-Brückenbindung zwischen Wassermolekülen Dr. K.-H. Offenbecher Seite 33

12 Chemie Aufgaben 1. Schreiben Sie das Phosphor-Atom in der Lewis-Schreibweise an. Was bedeuten die Punkt und die Striche? 2. Schreiben Sie die Summenformel und die Valenzstrichformel für die Verbindung von Phosphor mit Wasserstoff an! 3. Schreiben Sie die Valenzstrichformeln für folgende Verbindungen an: CCl 4, H 2 S, SiH 4 und HF 4. Welchen Edelgasen entspricht die Elektronenstruktur von Li +, Na +, Cl - und F -? 5. Zeigen Sie in Lewis-Schreibweise die Bildung von Natriumchlorid, Magnesiumchlorid und Magnesiumoxid! 6. Zeichnen Sie die Valenzstrichformel für P 4 und S 8 Moleküle. Welcher räumliche Bau könnte vorliegen? 7. Welche Summenformel haben Salze, die aus folgenden Ionen gebildet werden: Ca 2+ und Cl - ; Na + und O 2- ; Al 3+ und O 2-? 8. Ordnen Sie folgende Verbindung nach zunehmender Polarität: HCl, HI, HBr, HF! Welcher Bindungstyp liegt vor? 9. Was ist ein bindendes und ein nichtbindendes Elektronenpaar. Zeigen Sie das am Beispiel Cl 2 und HCl auf! 10. Schreiben Sie die Elektronenanordnung für folgende Verbindungen an: N 2, O 2, CH 4, H 2 O und NH 3. Verwenden Sie die Lewis-Schreibweise und zeigen Sie, dass die Oktettregel für alle beteiligten Atome erfüllt ist! 11. Versuchen Sie zu erklären, warum das N 2 O Molekül unsymmetrisch gebaut ist (NNO), aber das SO 2 -Molekül Symmetrisch (SOS) 12. Ist Chlorwasserstoff ein Dipol? Wenn ja, wie ist die Ladungsverteilung? 13. Erklären Sie, warum sich Metalle mechanisch leicht verformen lassen, Salze aber nicht. 14. Suchen Sie die Struktur, die folgende Verbindungen besitzen, aus den Abbildungen des VSEPR Modells: H 2 O, NH 3, CH 4, CO 2, PCl 5, SF 6! Dr. K.-H. Offenbecher Seite 34