die
chemische Bindung
Grundlagen
wenn
Atome chemische Verbindungen miteinander eingehen, dann ändern sich
sowohl die chemischen, als auch die physikalischen Eigenschaften
Bindung:
Erreichen eines Energieminimums durch Änderungen in der
Elektronenhülle
Oktettregel:
Alle Elemente sind bestrebt eine voll besetzte Außenschale zu haben
und damit Edelgaskonfiguration (.zustand) zu erreichen
Edelgas
Neon: 2s22p67
Na
-e-
Na+
2s2
2p6
3s1
2s2
2p6
Cl +e- Cl-
2s2
2p5 2s2
2p6
Ionsierungsenergie:
jene Energie, die benötigt wird, um ein e-
aus der Hülle eines neutralen Atoms zu entfernen
1.
Ionisierungsenergie:
E, um das 1. e-
eines neutralen Atoms zu entfernen
Elektronenaffinität:
Energie, die bei der Aufnahme eines e-
durch ein neutrales Atom umgesetzt wird
Metall: niedrige
Ionisierungsenergie
niedrige
Elektronenaffinität
niedrige
Elektronegativität
Nichtmetalle: hohe
Ionisierungsenergie
hohe
Elektronenaffinität
hohe
Elektronegativität
Bindungsmodelle
Metallbildung: Metall + Metall
Ausbildung
zwischen Atomen mit niedriger EN und EION
unendlicher
Atomverband, mit über den Verband verteilten (delkoalisierten) e-
Elektronengas
(frei beweglich), hält positiv geladene Atomrümpfe (Metallgitter)
zusammen
Ionenbindung: Metall + Nichtmetall
großer
Unterschied in EN bewirkt Ãœbertragung der e-
zu den Nichtmetallen
geladene
Teilchen: Ionen
Metall:
positiv geladen (Kation)
Nichtmetall:
negativ geladen (Anion)
Bildung
durch elektrostatische Anziehung bewirkt die Ausbildung eines
Ionengitters
Atombildung:
Nichtmetall + Nichtmetall
hohe
EN führt zu einer gemeinsamen Nutzung der Bindungselektronen
Bildung
von abgeschlossenen Einheiten (Moleküle)
Metallbindung
Alle
Metalle haben durch die Metallbindung im festen (& flüssigen)
Zustand gemeinsame Eigenschaften.
elektrische
Leitfähigkeit
Wärmeleitfähigkeit
Duktilität
(Biegsamkeit)
Glanz
Undurchsichtigkeit
die
relativ frei beweglichen e-
ermöglichen die gute elektrische Leitfähigkeit
der
natürliche Wiederstand ergibt sich durch Stöße der e-
an den Atomrümpfen
wir
unterscheiden: Leiter, Halbleiter, Isolatoren – Bändermodell
Formel
der Metalle Fe, Cu …. Nicht Fe2,Cu2
bekannte
Legierungen
Messing:
Kupfer + Zink (80/20 bis 20/80)
Bronze:
Kupfer + Zink (90/10 bis 10/90)
Amalgam:
Quecksilber + anderes Metall
Zahnamalgam:
Quecksilber + Silber
Ionenbindung
große
EN- Unterschiede zwischen Metallen und nicht Metallen bewirken eine
Ãœbertragung von e-
Grund
für die Bildung des Ionengitters ist die Gitterenergie,
die bei der Bildung eines Ionengitters frei wird
Ionenverbindungen
werden auch als „Salze“
bezeichnet
Eigenschaften:
Festkörper
hoher
Schmelzpunkt
Isolator
im
gelösten Zustand sind Salze leitend
spröde,
hart
leitend
in Lösungen und Schmelzen
oft
wasserlöslich
Nomenklatur:
Metallname
Nichtmetallname
Endung
(-at, -it, -id)
Beispiele:
Natriumchlorid
Calciumbromid
Magnesiumsulfat
Kationen:
1.Gruppe:
1+,
z.B.: Na+,
K+
2.Gruppe:
2+,
z.B.:Mg2+,
Ca2+
3.-12.
Gruppe: verschiedene Ionenladungen, maximale Ladung ist die Anzahl
der Valenzelektronen
13.
Gruppe: 1+,3+
14.
Gruppe: 2+,
4+,
z.B.: Pb2+,
Pb4+
15.
Gruppe: 3+,
5+
1.Teil
des Salznamens:
Name
des Metalls, bei verschiedenen möglichen Ladungen römische Zahlen
in Klammer
Fe3+
ïƒ
Eisen (III) …, Pb2+
ïƒ
Blei (II) ..
Spezielles
Kation: NH4+…
Ammonium (kein Metall)
2.
Teil des Salznamens:
Name
des Nichtmetalls, Endung lautet auf –id
Einatomige
Anionen.
Ladung
= Gruppennummer – 18
17.
Gruppe: 1-, z.B.: Cl-,Br-,…
16.
Gruppe: 2-, z.B.: O2-,
S2-,..
15.
Gruppe: 3-, z.B.: N3-,
P3-,..
Bestimmung
der Summenformel:
Positive
und negative Ladungen müssen ausgeglichen sein
Es
muss die einfachste Formel sein
Formel
|
Name
|
NaCl
|
Natriumchlorid
|
MgCl2
|
Magnesiumchlorid
|
Na2O
|
Natriumoxid
|
CaO
|
Calciumoxid
|
Formel
|
Name
|
AlF3
|
Aluminium(III)fluorid
|
Al2O3
|
Aluminium(III)oxid
|
PbF2
|
Blei(II)fluorid
|
FeCl3
|
Eisen(III)chlorid
|
CuCl2
|
Kupfer(II)chlorid
|
(NH4)3P
|
Ammoniumphosphid
|
Ca3N2
|
Calciumnitrid
|
PbO2
|
Blei(IV)oxid
|
Anionen
mit mehreren Atomen auf –id:
OH-..
Hydroxid
CN-
.. Cyanid
Anionen
von Sauerstoffsäuren:
Säure
|
Name
|
Anion
|
Name
|
H2CO3
|
Kohlensäure
|
CO32-
|
Carbonat
|
H2SO4
|
Schwefelsäure
|
SO42-
|
Sulfat
|
H2SO3
|
Schwefelige Säure
|
SO32-
|
Sulfit
|
HNO3
|
Salpetersäure
|
NO3-
|
Nitrat
|
HNO2
|
Salpetrige Säure
|
NO2-
|
Nitrit
|
H3PO4
|
Phosphorsäure
|
PO43-
|
Phosphat
|
Hydrogen
– Anionen:
HCO3-
… Hydrogencarbonat
HSO4-
… Hydrogensulfat
HS-
… Hydrogensulfid
HPO42-
… Hydrogenphosphat
H2PO4-
… Dihydrogenphosphat
Beispiele:
Name
|
Formel
|
Bariumhydrogencarbonat
|
Ba(HCO3)2
|
Calciumchlorid
|
CaCl2
|
Chrom(III)hydroxid
|
Cr(OH)3
|
Eisen(III)hydrogenphosphat
|
Fe2(HPO4)3
|
Mangan(VII)oxid
|
Mn2O7
|
Calciumnitrid
|
Ca3N2
|
Magnesiumnitrit
|
Mg(NO2)2
|
Bariumnitrat
|
Ba(NO3)2
|
Blei(IV)phosphat
|
Pb3(PO4)4
|
Kupfer(II)hydrogensulfid
|
Cu(HS)2
|
Weitere
Anionen auf –at:
MnO4-
… Permangant
Cr2O72-
… Dichromat
S2O32-
… Thiosulfat
SCN-
… Thiocyanat
Beispiele:
Name
|
Formel
|
Kaliumpermanganat
|
KMnO4
|
Calciumphosphat
|
Ca3(PO4)2
|
Natriumthiosulfat
|
Na2S2O3
|
Kupfer(II)sulfit
|
CuSO3
|
Blei(IV)dichromat
|
Pb(Cr2O7)2
|
wichtige
Salze
Salz
|
Weltjahresproduktion
(Mio. t 2007)
|
Verwendung
|
CaCO3
– Kalk
|
277
|
Kalkmörtel,
Zement, Düngemittel, Glas..
|
NaCl –
Steinsalz od. Kochsalz
|
250
|
Herstellung
von Soda, Speisezwecke, Streusalz,..
|
CaSO4
- Gips
|
127
|
Zwischenwände,
Spachtelgips, Gipsverbände,..
|
Na2CO3
– Soda
|
43
|
Glasherstellung,
Seifenherstellung,..
|
CaCl2
* 6 H2O
Als
Kristallwasser bezeichnet man im Ionengitter eingebaute
Wassermoleküle
Atombindung – Grundlagen
Valenzstrichformen
(Lewis-Formeln):
Valenz-e-
, die nicht an der Bindung beteiligt sind, werden als Punkte bzw.
Striche neben das Atomsymbol geschrieben
Ein
Bindungsstrich zwischen zwei Atomen symbolisiert ein gemeinsames
Elektronenpaar
Für
ein einzelnes Atom:
Bindungsvorgang:
zwei
einfach besetzte Atomorbitale
(AO) überlappen und
es bildet sich ein doppelt besetztes Molekülorbital
(MO)
die
Anzahl der einfach besetzten AO in einem Atom entspricht der Anzahl
der maximal möglichen Bindungen
alle
möglichen Bindungen werden auch geknüpft ïƒ
maximaler Energiegewinn
oft
bilden sich geschlossene Atomverbände (Moleküle)
Die
Anzahl der möglichen Bindungen ergibt sich aus der Hund´schen
Regel:
Mehrfachbindung:
Fast
nur bei Elementen der 2. Periode (C,N,O)
Summenformel
|
Strukturformel
|
H2
|
|
HCl
|
|
H2O
|
|
NH3
|
|
O2
|
|
N2H4
|
|
HNO
|
|
PCl3
|
|
HClO
|
|
Summenformel:
z.B.: H2,
HCl, H2O,
NH3,..
gibt
keine Informationen über den Aufbau des Moleküls!
Strukturformel:
Schreibweise mit
Bindungsstrichen (Lewis-Schreibweise)
Valence Shell Electron Pair
Repulsion (VSEPR)
ermöglicht
die geometrische Struktur in einem Molekül vorauszusagen
da
Elektronenpaare einander abstoßen, ordnen sie sich so, dass sie
maximale Entfernung voneinander haben
Mehrfachbindungen
haben einen ähnlichen Platzbedarf, wie Einfachbindungen
nichtbindende
Elektronenpaare haben einen erhöhten Platzbedarf
Hybridisierung:
ein
Modell, um real existierende Bindungsverhältnisse besser verstehen
zu können
Kohlenstoff
laut Hund’scher Regel
durch
das Verschmelzen mehrerer Orbitale entstehen neue energiegleiche
Orbitale, sogenannte Hybridorbitale
Vorteil?
Energiegewinn!!
Kohlenstoff:
s p p p
- Hybridisierung
Beispiele:
C
ist „immer“hybridisiert
Ab
der 3. Periode:
Einbeziehung
er d-Orbitale möglich
Hybridisierung
nur in Verbindungen mit elektronegativeren Bindungspartnern – nie
mit Wasserstoff
Maximale
Bindungsanzahl = Anzahl der Valenz e-
polarisierte Bindung
Eine polarisierte
kovalente Bindung tritt bei Atomen mit einer EN Differenz >
0,3 auf
Grund: die e- werden
vom elektronegativeren Element stärker angezogen
Teilladungen werden alsdargestellt
Polares Molekül
(Dipol): der Schwerpunkt de negativen Teilladung und der
Schwerpunkt der positiven Teilladungen fallen nicht zusammen
Jedes polare
Molekül muss polarisierte Bindungen enthalten, aber nicht jede
Verbindung mit polarisierten Bindungen ist auch ein polares Molekül
bzw. Dipol
Zwischen einzelnen Dipolen
wirken starke Kräfte, die hohe Schmelz- und Siedepunkte zur Folge
haben
Weitere Dipole: NH3,
HF, H2S, CCl4
Nebenvalenzen
Nebenvalenzen:
schwache Bindungskräfte zwischen einzelnen Molekülen
van der Waals – Kräfte
Kraft zwischen
unpolaren Molekülen, schwächste Nebenvalenz
Dipol-Dipol Wechselwirkung
wirkt zwischen
Dipolmolekülen, abhängig von Dipolstärke
Wasserstoffbrückenbindung
Wirkt zwischen
einem positiv polarisierten H-Atom und einem negativ polarisierten
Atom mit nicht bindenden Elektronenpaaren, stärkste Nebenvalenz
H-Brücken sind für hohe
Siedepunkte verantwortlich
H-Brücken stabilisieren z.B.
Eiweißmoleküle in der DNA
Siedepunkte:
abhängig von der Molekülmasse
und der stärke der Nebenvalenzkräfte
Löslichkeit:
„Ähnliches löst Ähnliches“
Polare Stoffe sind in polaren
Lösungsmitten, unpolare Stoffe in unpolaren Lösungsmitteln löslich
hydrophil (=lipophob):
leicht wasserlöslich, meist polare Stoffe
hydrophob (=lipophil):
wasserunlöslich, meist unpolare Stoffe