Chemische Bindung. Kovalente Bindung (Atombindung) Ionenbindung Metallischer Zustand. Zwischenmolekulare Kräfte:

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1 Chemische Bindung

2 Chemische Bindung Kovalente Bindung (Atomindung) Ionenindung Metallischer Zustand Zwischenmolekulare Kräfte: o H-Brücken o Van-der-Waals-Kräfte/Londonkräfte

3 LEWIS-Darstellung Oktettregel Bindende/nicht-indende Elektronenpaare Mesomere Grenzformeln ormalladungen Koordinative Bindung (Komplexe)

4 Beispiel: HNO 3 H O H O O N O N O O Beispiel: PCl 5 Cl Cl P Cl Cl Cl

5 Kontinuierlicher Üergang kovalente Bindung Cl Cl δ + δ H Cl polare kovalente Bindung (üerwiegend kovalente Bindung, ionische Bindungsanteile) Li + I - Verzerrte (polarisierte) Ionen (üerwiegend ionische Bindung, kovalente Bindungsanteile) Ionenindung Li + -

6 Elektronendichteverteilung als elektrostatischer Potential-Plot Kohlendioxid, CO 2 Wasser, H 2 O Bereiche negativer Ladung (Partialladung) rot Bereiche positiver Ladung (Partialladung) lau

7 VSEPR-Theorie valence shell electron pair repulsion nach Nyholm und Gillespie In Molekülen des Typs AB n ordnen sich die Elektronenpaare der Valenzschale des Zentralatoms so an, dass der Astand möglichst groß wird.

8 Summenformel Molekülstruktur Be Berylliumdichlorid, BeCl linear Kohlenstoffdioxid, CO 2

9 Lewis-ormel Molekülstruktur Bortrifluorid, B 3 : B 120 trigonal planar

10 Lewis-ormel Molekülstruktur Methan, CH 4 : H H H C H H C 109,5 tetraedrisch

11 Lewis-ormel Molekülstruktur Phosphorpentachlorid, PCl 5 : Cl Cl P Cl Cl P Cl Cl trigonal ipyramidial

12 Lewis-ormel Molekülstruktur Schwefelhexafluorid S 6 : S S oktaedrisch

13 β) Moleküle mit freiem Elektronenpaar (E) am Zentralatom (A) Die freien Elektronenpaare E in einem Molekül vom Typ AB e E m eanspruchen mehr Raum als die indenden Elektronenpaare und verringern dadurch den Bindungswinkel. Lone pair Bonding pairs

14 Lewis-ormel Molekülstruktur Stickstoffdioxid, NO 2 : -. + O N O gewinkelt

15 Lewis-ormel Molekülstruktur Sulfit, SO 32 -: O S O O trigonal pyramidal 2 -

16 Lewis-ormel Molekülstruktur Ammoniak, NH 3 : H N H H LP 107

17 Lewis-ormel Molekülstruktur Schwefeltetrafluorid, S 4 : S LP

18 Lewis-ormel Molekülstruktur Xenontetrafluorid, Xe 4 : Xe quadratisch planar

19 Molekülorital-Theorie (MO) Einheitliches Elektronensystem für das Molekül Mathematische Komination der Wellenfunktionen: einfachste: LCAO-Methode (linear comination of atomic oritals) Schwierig (Rechenaufwand) ei größeren Molekülen

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21 E 2σ x 2π y 2π z 2p 2p 2π y 2σ x 2π z 8-6 B.O. = = 2 1 2σ s 2s 2s Diamagn. 2 : 2σ s Elektronenkonfiguration: (2 σ s ) 2 (2 σ s ) 2 (2 σ x ) 2 (2 π y,z ) 4 (2 π y,z ) 4

22 E 2σ x 2π y 2π z 2p 2p 2π y 2σ x 2π z 8-4 B.O. = = 2 2 2σ s 2s 2s Paramagn. O O 2 : 2σ s Elektronenkonfiguration: (2 σ s ) 2 (2 σ s ) 2 (2 σ x ) 2 (2 π y,z ) 4 (2 π y,z ) 2 O

23 E 2σ x 2π y 2π z LUMO 2p 2σ x HOMO B.O.=3 Diamagn. 2π y 2σ s 2π z 2s 2s N 2σ s N N 2

24 E 2σ x 2π y 2π z 2p 2σ x 2p 2π y 2π z 2s 2σ s 2s 2σ s A AB B elektronegativer

25 E 2σ x 2π y 2π z 2p 2σ x 2p 2π y 2π z 2s 2σ s 2s 2σ s N NO O elektronegativer

26 VB-Theorie Üerlappung der Valenzoritale der indenden Atome Hohe Elektronendichte zwischen den Kernen Gepaarte Elektronen σ- und p-bindungen.. x.. 1s ungepaarte Elektronen 1s σ(s-s) - Üerlappung, (s-s)σ - Bindung: Das resultierende VO liegt rotationssymmetrisch zur Kernverindungsachse. Spinpaarung (Pauli-Prinzip)

27 Bindungen im N 2 -Molekül π(2p x, 2p x ) π(2p y, 2p y ) σ(2p z, 2p z ) σ-ond π-ond

28 Hyridisierungskonzept Erklärungsmodell zur Deutung der Molekülstruktur Kein tatsächlich eoachtarer Zustand In einzelne Schritte zerlegar (gedanklich) AO hyridisieren zur gleichen Anzahl von HO Nur energieähnliche AO können hyridisiert werden: z.b. 2s und 2p; 3s, 3p und 3d; 3d, 4s und 4p HO größer als AO

29 Hyridisierung von C Anregung VO von C: C: 2s 2p 2s 2p Hyridisierung nur angeregte C-Atome können vierindig sein; aer Bildung unterschiedlicher C-H-Bindungen, da unterschiedliche Valenzoritale vier gleicherechtigte sp 3 -Hyridoritale (s + drei p vier sp 3 - HO)

30 sp 3 hyrid orital σ( Csp 3, H1s) Position of orital Tetrahedron

31 Ethen, C 2 H 4 a) Lewis-ormel ) Valenzelektronenkonfiguration des angeregten C-Atoms c) sp 2 -Hyridoritale ilden drei σ-bindungen d) Verleiende p-oritale (senkrecht zur Moleküleene) ilden eine π Bindung

32 Ethin, C 2 H 2 a) Lewis-ormel ) Valenzelektronenkonfiguration des angeregten C-Atoms c) sp-hyridoritale ilden zwei σ-bindungen d) Verleienden p-oritale üerlappen unter Ausildung von zwei π Bindungen

33 sp 3 d-hyridoritale sp 3 d 2 -Hyridoritale sp 3 d hyrid Position sp 3 d 2 hyrid Position