18 UE Präsenz - Selbststudium 1,5 ECTS

Transkript

1 18 UE Präsenz - Selbststudium 1,5 ECTS

2 1. Chemische Bindungen Überblick 2. Modelle der chemischen Bindung 3. Intermolekulare Wechselwirkungen 4. Mischbarkeiten und Löslichkeiten 5. Praktische Beispiele 6. Selbststudium

3 Literatur Titel: Autoren: Chemie Ulrich Müller Verlag: Thieme, 12. Auflage (ktober 2015) Internet: Kompetenzmodell zu den Bildungsstandards für NAWI 8. Schulstufe

4 1.Chemische Bindungen 1. Was sind Chemische Bindungen? Kräfte, die einzelne Teilchen zu größeren Einheiten verbinden. 2. Welche Teilchen können sich verbinden? Einzelne Atome oder Ionen. 3. Welche größeren Einheiten können gebildet werden? Atomgitter, Metallgitter, Moleküle, Salze

5 2. Modelle der chemischen Bindung Ein brauchbares Modell der chemischen Bindung soll die Eigenschaften von Stoffen erklären können. Gemeinsames Prinzip: Es wird ein Zustand des Energieminimums angestrebt.

6 2.1 Grundlagen der Modelle Prinzip vom Energieminimum Ionisierungsenergie Edelgasregel Elektronenaffinität Elektronegativität Prinzip vom Energieminimum: Stabile Bindungen führen zu energieärmeren Zuständen Veränderungen in der Elektronenhülle treten auf

7 2.1 Grundlagen der Modelle Edelgasregel: He Ne Ar Kr Xe Rn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 4p 6 5s 2 5p 6 6s 2 6p 6 Die Elektronenkonfiguration deredelgase entspricht einem Energieminimum. Edelgasregel: Atome verbinden sich so, dass ihre Elektronenkonfiguration jener der Edelgase entspricht.

8 2.1 Grundlagen der Modelle Ein Spezialfall zur Edelgasregel ist die ktettregel: Atome verbinden sich so, dass sie 8 VE erreichen. Für die Elemente C, N,, F gilt die ktettregel ausnahmslos. Die ktettregel gilt nie für: H, Li, Be, B

9 2.1 Grundlagen der Modelle Ionisierungsenergie: A(g) A + (g) + e -

10 2.1 Grundlagen der Modelle 2. Ionisierungsenergie: A + (g) A 2+ (g) + e - 3. Ionisierungsenergie: A 2+ (g) A 3+ (g) + e - Bsp.: Na: 1. IE = +496 kj/mol 2. IE = kj/mol Mg: 1. IE = +738 kj/mol 2. IE = kj/mol 3. IE = 7731kJ/mol Ionen mit höherer Ladung als +3 sind sehr selten.

11 2.1 Grundlagen der Modelle Elektronenaffinität: 1. Elektronenaffinität: A (g) + e - A - (g) 2. Elektronenaffinität A - (g) + e - A 2- (g) Allgemeiner Trend: Je weiter rechts im PSE desto größer ist die Tendenz zur Elektronenaufnahme.

12 2.1 Grundlagen der Modelle Elektronegativität: Ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms in einem Molekül, Elektronen an sich zu ziehen. Allgemeiner Trend: Die EN nimmt im PSE von links nach rechts zu und von oben nach unten ab. Für die (meisten) Edelgase existieren keine Elektronegativitätswerte.

13 2.2 Das Ionenbindungsmodell Kationen und Anionen bilden ein durch elektrostatische Kräfte stabilisiertes Ionengitter. Die nächsten Nachbarn eines Ions sind immer entgegengesetzt geladen. Insgesamt überwiegen daher für jedes Ion die anziehenden Kräfte.

14 2.2 Das Ionenbindungsmodell Bei der Bildung eines Ionengitters wird Energie frei. Na + (g) + Cl (g) 1. IE von Na 1. EA von Cl Na + (g) + Cl - (g) Na (g) + Cl (g) H Sub H Diss Na (g) + ½ Cl 2(g) Na (s) + ½ Cl 2(g) Gitterenergie H G Gesamtenergieänderung NaCl (s) Die Gitterenergie wird frei, wenn sich weit voneinander entfernte Ionen aufgrund ihrer elektrostatischen Anziehung zu einem Ionengitter zusammenfügen.

15 2.2 Das Ionenbindungsmodell Die meisten Ionen aus Elementen der Hauptgruppenelemente erreichen die Edelgaskonfiguration. Na Na + 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 2-1s 2 2s 2 2p 4 1s 2 2s 2 2p 6 Edelgaskonfiguration Mg Mg 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 1s 2 2s 2 2p 6 F F - 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 6

16 2.2 Das Ionenbindungsmodell Manche Elemente bilden Ionen, bei denen sie die Edelgaskonfiguration nicht erreichen. d 10 -Ionen Hg 6- [Xe]5d 10 6s 2 6p 6 Bsp.: Hg [Xe]5d 10 6s 2 Hg 2+ [Xe]5d 10 Hg 12+ [Xe] d 10 -Ionen: Zn 2+, Cd 2+, Hg 2+, Ga 3+, In 3+, Tl 3+, Cu +, Ag +, Au +

17 2.2 Das Ionenbindungsmodell Warum bilden die schweren Elemente in den Gruppen von der Edelgasregel abweichende Ionen? d 10 s 2 -Ionen Bsp: Pb [Xe]5d 10 6s 2 6p 2 Pb 4- [Xe]5d 10 6s 2 6p 6 Pb 2+ [Xe]5d 10 6s 2 Pb 14+ [Xe] d 10 s 2 -Ionen: Ga +, In +, Tl +, Ge 2+, Sn 2+, Pb 2+, As 3+, Sb 3+, Bi 3+

18 2.2 Das Ionenbindungsmodell Die schweren Elemente der 13.Gruppe Gallium Ga, Indium In und Thallium Tl bilden M + und M 3+ -Ionen. Bsp: Tl [Xe]5d 10 6s 2 6p 1 Tl 5- [Xe]5d 10 6s 2 6p 6 Tl + [Xe]5d 10 6s 2 oder Tl 3+ [Xe]5d 10 Tl 13+ [Xe] d 10 s 2 -Ion d 10 -Ion

19 2.2 Das Ionenbindungsmodell Viele Nebengruppenelemente können Ionen mit unterschiedlichen Ladungen bilden. Bsp: Fe 2+ [Ar]3d 6 4s 0 Fe [Ar]3d 6 4s 2 Fe 3+ [Ar]3d 7 4s 0

20 2.2 Das Ionenbindungsmodell Na + (g) + Cl (g) 1. IE von Na 1. EA von Cl Na + (g) + Cl - (g) Na (g) + Cl (g) H Sub H Diss Na (g) + ½ Cl 2(g) Na (s) + ½ Cl 2(g) Gitterenergie H G Gesamtenergieänderung NaCl (s) Die Gitterenergie hängt wesentlich von der Ladung und der Größe der Ionen ab.

21 2.2 Das Ionenbindungsmodell Faustregel: Ionenbindungen entstehen, wenn Metalle mit Nichtmetallen reagieren. Na(s) + Cl(g) Na + + Cl - Na + Cl Na + + Cl - Elektronen werden vollständig von einem Element auf das andere Element übertragen.

22 2.2 Das Ionenbindungsmodell Zusammenfassung: Eine Ionenbindung bildet sich zwischen Metallen und Nichtmetallen. Ionen bilden und verbinden sich oft derart, dass sie eine Edelgaselektronenkonfiguration erreichen. (Prinzip vom Energieminimum) Die maßgebenden Energiebeträge bei der Bildung von Salzen sind die Ionisierungsenergie, die Elektronenaffinität und die Gitterenergie. Die Gitterenergie wird von der Ladung und der Größe der Ionen bestimmt. Schwere Elemente der Gruppen und Nebengruppenelemente können Ionen mit verschiedenen Ladungen bilden.

23 2.2 Das Ionenbindungsmodell Nomenklatur von Salzen Allgemein: Sowohl in Formeln als auch in Namen werden zuerst die Kationen genannt. Ionen die mit verschiedenen Ladungen auftreten werden in den Namen durch römische Zahlen in Klammer hinter dem Namen des Ions benannt. Fe 2 3 Eisen(III)-oxid

24 2.2 Das Ionenbindungsmodell Eigenschaften von Salzen: Salze sind bei RT fest Salze sind spröde Salzschmelzen und Salzlösungen sind elektrische Leiter

25 2.2 Das Ionenbindungsmodell Didaktik und Methodik: Didaktik: Das Teilchenmodell der Materie ist der Leitgedanke. Außerdem wird die Idee vom Energieminimum eingeführt. Teilchen verbinden (verändern) sich, weil sie dadurch energieärmere Zustände erreichen können. Methodik: Lehrervortrag, Demonstrationsversuche, Schülerversuche

26 2.2 Das Ionenbindungsmodell Experimente zum Ionenbindungsmodell Salzlösungen herstellen gesättigt, ungesättigt Leitfähigkeitsmessungen (Graphitstifte Taschenlampenglühbirne) Fällungsreaktionen (Petrischalen Becher bzw. Biergläser) Temperaturabhängigkeit der Löslichkeit von Salzen Energieumsatz beim Lösen (Ammoniumnitrat bzw. CaCl 2 + Wasser) Lösen in nichtwässrigen LM (Speiseöl, Benzin) Beweglichkeit gelöster Ionen

27 2.3 Das Atombindungsmodell Synonyme: Kovalente Bindung, Elektronenpaarbindung, homöopolare Bindung Bohr sches Atommodell nur bedingt geeignet. rbitalmodell kann alle Aspekte der Atombindung erklären. Faustregel: Atombindungen bilden sich zwischen Nichtmetallatomen aus.

28 2.3 Das Atombindungsmodell Das Atombindungsmodell auf der Basis des rbitalmodells der Elektronenhülle: 1s-Atomorbitale von H Molekülorbital von H 2 E Bindungsenergie E r B r

29 2.3 Das Atombindungsmodell Das Atombindungsmodell auf der Basis des rbitalmodells der Elektronenhülle: 1s-Atomorbitale Molekülorbital H H H + H Valenzstrichformel = Lewis -Formel

30 2.3 Das Atombindungsmodell Weitere Beispiele für Valenzstrichformeln 2s 2 2p x 2 2p y 1 2p z 1 N 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 1 N 2 CH 4 H H 2 C H 2 S H N H H NH 3 SiH 4 C 2 C 2 H 4 C 2 H 2

31 Mesomerie 2.3 Das Atombindungsmodell S S Mesomere Grenzformeln S Delokalisierte Elektronen

32 2.3 Das Atombindungsmodell 2- C C C Mesomere Grenzformeln des Carbonat-Ions

33 2.3 Das Atombindungsmodell 2- Delokalisierte Elektronen C

34 2.3 Das Atombindungsmodell Mesomerie Nitrosylchlorid NCl N Cl N Cl N N Nitrit-Ion N 2 - Salpetersäure HN 3 N N H H

35 2.3 Das Atombindungsmodell VSEPR-Theorie zur Voraussage der Molekülstruktur VSEPR = Valence Shell Electron Pair Repulsion

36 2.3 Das Atombindungsmodell VSEPR-Theorie zur Voraussage der Molekülstruktur 122,5 109, S CH 4 H N H H

37 2.3 Das Atombindungsmodell VSEPR-Theorie zur Voraussage der Molekülstruktur 124 SF H H

38 2.3 Das Atombindungsmodell Das Atombindungsmodell auf der Basis des rbitalmodells der Elektronenhülle: 1s-Atomorbitale Molekülorbital H H H + H Valenzstrichformel = Lewis -Formel

39 Molekülorbitale: 2.3 Das Atombindungsmodell M s entstehen durch Überlappung von A s. σ rbital π -rbital

40 2.3 Das Atombindungsmodell Molekülorbitale Delokalisierung von Elektronen Bei entsprechender räumlicher Anordnung der Atomorbitale kann sich ein Molekülorbital über mehrere Atome erstrecken. 6 p-rbitale bilden ein ringförmiges π -rbital σ - Bindungen

41 2.3 Das Atombindungsmodell Molekülorbitale Delokalisierung von Elektronen 2- C

42 2.3 Das Atombindungsmodell Polare Atombindungen: + _ Reine Ionenbindung + _ Verzerrte Ionen δ + δ - Polare Atombindung Reine Atombindung

43 2.3 Das Atombindungsmodell Polarisierbarkeit der Ionen: + _ Kationen: kleine oder stark geladene Ionen erhöhen die Tendenz zur Ausbildung von Atombindungen Anionen: große stark geladene Ionen sind leicht polarisierbar

44 2.3 Das Atombindungsmodell Elektronegativität: Ein halbquantitatives Maß für die Tendenz von Atomen Elektronen in Molekülen anzuziehen. Physikalisch nicht exakt, aber für die Praxis sehr nützlich. H: 2,2 F: 4,0 Cs: 0,8

45 2.3 Das Atombindungsmodell Hybridorbitale: Elektronenkonfiguration von C-Atomen im Grundzustand: 1s 2 2s 2 2p 2 sp 3 - Hybridorbitale E E Anregung

46 2.3 Das Metallbindungsmodell Charakteristische Eigenschaften der Metalle: Elektrische Leitfähigkeit Wäremeleitfähigkeit Glanz Duktilität Geringe Ionisierungsenergie bilden Kationen xide und Hydroxide reagieren basisch

47 2.3 Das Metallbindungsmodell Einfachstes Modell:

48 2.3 Das Metallbindungsmodell Bändertheorie: E Halbbesetztes Valenzband 2s Band N

49 Bändertheorie: 2.3 Das Metallbindungsmodell E Beispiel: Beryllium 1s 2 2s 2 2p 2s Leeres Leitungsband Vollbesetztes Valenzband 1s

50 Bändertheorie: 2.3 Das Metallbindungsmodell Leitungsband Gap = verbotene Zone Valenzband Leiter Isolator Halbleiter

51 3. Intermolekulare Wechselwirkungen 3 Arten werden unterschieden: Dipol Dipol Wechselwirkung Wasserstoffbrückenbindungen Van der Waals - Wechselwirkung Intermolekulare Wechselwirkungen beeinflussen wesentlich den Aggregatzustand von Stoffen, die aus Molekülen bestehen.

52 3.1 Dipol Dipol - Wechselwirkung δ + S δ + S δ - δ - δ - δ - δ + S δ - δ - δ + S δ - δ -

53 3.2 Wasserstoffbrückenbindung δ + H δ - H δ + δ + H H δ - δ + H H δ + H H H δ - H

54 3.3 Van der Waals - Wechselwirkung δ + δ - δ + δ - Gleichmäßige Elektronenverteilung Spontaner Dipol induzierter Dipol

55 3.4 Eigenschaften molekularer Stoffe Siedepunkte relativ niedrig Löslichkeit Polare Stoffe lösen sich gut in polaren Stoffen Unpolare Stoffe lösen sich gut in unpolaren Stoffen Elektrische Leitfähigkeit Im Allgemeinen keine Leitfähigkeit Ausnahmen: wenn Dissoziation möglich leitfähig Bestimmte organische Moleküle mit delokalisierten Elektronen 19:29:30

56 3.4 Eigenschaften molekularer Stoffe 19:29:30