1 Aufbau der Materie 2 Trennverfahren für Stoffgemenge 3 Grundgesetze der Chemie 4 Atomaufbau 5...

1 Aufbau der Materie

2 Trennverfahren für Stoffgemenge

3 Grundgesetze der Chemie

4 Atomaufbau

5 Periodensystem

6 Elektrochemie

7 Säuren-Basen

8 Chemische Bindungen

8.1 Kovalente Bindung (Elektronenpaar-Bindung)

8.2 Ionenbindung (Salz-Bindung)

8.3 Metallbindung

8.4 Koordinative Bindung (Komplex-Bindung)

8.5 Bindungen und Eigenschaften

8.6 Mehrfachbindungen

A. Allgemeine Chemie

Grundtypen der Bindung

Grundtypen chemischer Bindung

Oktettregel

A.8.1. Atombindung

A.8.1 Atombindung

A.8.1 Atombindung• Atome teilen sich gemeinsam Elektronenpaare

• „Edelgaskonfiguration“ erreicht: Elektronenpaarbindung

• Bindungselektronen Teil beider Elektronenhüllen:gemeinsames Molekülorbital, das Atome umgibt.

• Keine Ladungsverschiebung - unpolare Bindung!

• Atombindungen sind typisch für Nichtmetallatome!

• Kovalente Bindungen bei Elementverbindungen:H2, O2 N2 oder Cl2.

• Atombindung zwischen Elementen mit ähnlichem chemischen Charakter: CO2, H2O oder CnH2n+2.

• Anzahl der Außenelektronen = möglichen Bindungen:z.B. C – 4 Außenelektronen – 4 Bindungen

Valenz (Zahl der Bindungen)

Atombindung• auch: kovalente Bindung, Elektronenpaar-Bindung• Einfach besetzte Atomorbitale überlappen zu gemeinsamen Molekülorbitalen:

„Zwei Atome haben mindestens ein gemeinsames Elektronenpaar!“• Bindende Elektronenpaare wichtig für Anzahl der Bindungen• Valenzelektronen

ohne Bindung:nichtbindende,freie Elektronenpaare

• Bindungslänge:mittlerer Abstandzwischen den Atomkernen

• Bindungsenergie:Energie, die bei Bildung derBindung entsteht

Polarisierte Atombindungen• stark elektronegative Elemente ziehen das Elektron des

Bindungspartners stärker zu sich heran• leichte Asymmetrie der Ladungsverteilung• Atom des stärker elektronegativen Elements erhält eine

negative Teilladung:Teilladungen stets kleiner als die Ladungen von Ionen.

• Beispiel: Fluorwasserstoff– Valenzelektron von Wasserstoff stärker von Fluor angezogen– Wasserstoff erhält eine positive Partialladung– Fluor erhält negative Partialladung– Molekül ist ein elektrischer Dipol

• auch Wasser ist ein Dipol-Molekül

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. 2,0

Chemische Bindung

A.8.2 Ionenbindung

Ionenbindung

endotherm exotherm

A.8.2 Ionenbindung:Energie in Ionenbindungen

• Ladungsverschiebung: Übergang von Elektronen des elektropositiveren Atoms auf das elektronegativere Atom

• Elektrische Anziehung entgegengesetzter Ladungen (Ionen)• Edelgaskonfiguration / elektrisch neutrales Molekül!• typisch für Salze: Verbindungen aus

– elektropositiven Metallen und– elektronegativen Nichtmetallen.

• Bildung positiver Ionen Ionisierungsenergie• Bildung negativer Ionen Energie frei• Bildung von Ionengittern: viel Gitterenergie frei!

– elektrostatische Anziehungskräfte im Gitter:Coulomb'sche Kräfte bzw. Gitterenergie

– nach allen Seiten gleichmäßig– Typische Kristallgitter-Anordnung für einzelne Salze

Ionenbindung

Nichtmetall

Metall

Ionenbindung

Atomradien - Atomgitter

Ionenbindung - Eigenschaften

• Bildung stark exotherm (Energie wird frei!)

• hoher Schmelzpunkt durch Gitterenergie!

• in Wasser nicht stabil – Hydrathülle: Stromleitung in Wasser

• Keine mechanische Bearbeitung –spröde Schichten (elektrische Abstoßung)

• als wasserfreie Salze nicht elektrisch leitendgute Leiter als Lösungen bzw. Schmelzen!

Namen von gebräuchlichen Ionen

Na+ Natrium-Ion F- Fluorid ClO- Hypochlorit

Mg2+ Magnesium-Ion Cl- Chlorid ClO3- Chlorat

Cu+ Kupfer(I)-Ion Br- Bromid ClO4- Perchlorat

Cu2+ Kupfer(II)-Ion I- Jodid SO32- Sulfit

NH4+ Ammonium-Ion O2- Oxid SO4

2- Sulfat

O2- Peroxid NO2

- Nitrit

OH- Hydroxid NO3- Nitrat

N2- Nitrid CO32- Carbonat

S2- Sulfid PO43- Phosphat

CN- Cyanid MnO4- Permanganat

A.8.3 Metallbindung

A.8.3 Metallbindung• Metalle und deren Legierungen:

– hohe Leitfähigkeit für Wärme und Elektrizität– Metalle sind dehn- und verformbar– typischer Metallglanz– können relativ leicht Elektronen abgeben

Ionisierungsenergie ist also gering– Überwiegende Zahl der Elemente sind Metalle!

• Metallgitter wird von positiv geladenen Atomrümpfen gebildet - feste Gitterpunkte der Kristallstruktur

• Elektronen sind demgegenüber frei beweglich und bilden eine Art Elektronengas.

• Metallbindungen werden durch stark delokalisierte (mehr oder weniger zwischen Atomrümpfen freibewegliche) Valenzelektronen zusammengehalten

• Bindung durch elektrostatische Wechselwirkungen zwischen den negativ geladenen Elektronen und den positiv geladenen Atomrümpfen

Stromleitung in Metallen

Metallbindung• Bindungskräfte im Metallgitter wirken auf alle

Atomrümpfe gleich stark.Atomrümpfe schwingen um die Gitterpunkte:durch Wärmezufuhr verstärkte Schwingungen bis Metallgitter zerfällt.

Metallgitter• Drei Gitterstrukturen für die meisten Metalle:

1.dem kubisch-raumzentrierten Gitter:Jedem Atomrumpf sind acht andere benachbart!

2.der kubisch-dichtesten Gitterpackung:Jedem Atomrumpf sind zwölf andere benachbart!

3.der hexagonal-dichtesten Kugelpackung:Jedem Atomrumpf sind zwölf andere benachbart!

Metallbindung• Metalle bestehen aus kleinen Kristallen.• In diesen sind die Atomrümpfe periodisch

angeordnet, die Aussenelektronen sind frei beweglich. Sie bilden ein „Elektronengas“.

Metallbindung - 2

• frei bewegliche Elektronen zwischen Atomrümpfen:„Elektronengas“

• Legierungen: Mischungen verschiedener Metalle (Schmelzen und Abkühlen)

• Metalle, Übergangsmetalle, Halbmetalle

A.8.4 Komplexbindung• Komplexbindungen (Koordinationsbindung):

– Färbung von Textilien– Metallurgie– Elektrochemie– Biochemie, etc.– 1893 Alfred Werner (CH): Untersuchungen!

• Bindung höherer Ordnung:zusammengesetzte, kompliziert gebaute Moleküle.

• Komplexmoleküle durch koordinative Bindungen oder elektrostatische Wechselwirkungen zusammengehalten.

• In Wasser ph-Wert-abhängig stabil!

Komplexbindung

Zentralatom mit angelagerten Molekülen (Liganden):• nichtmetallische Zentralatome: S, B, Cl

bindendes Elektronenpaar vom Zentralatom • Metallische Zentralatome: Cu, Fe, Co

– bindendes Elektronenpaar von den Liganden CN-, H2O, NH3, Cl-

– Nebengruppenelementen erfüllen die 18-Elektronen-Regel:Übergangselemente vor Edelgas versuchen durch Aufnahme von Elektronen bei der Komplexbildung die abgeschlossene 18er-Gruppierung (Oktadezett d10s2p6) zu erreichen

– Einlagerung von Elektronenpaaren in freien d-Orbitalen!

Elektronenkonfiguration 3d 3d 3d 3d 3d 4s 4px 4py 4pz

Fe2+ 1s22s22p63s23p6 ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑

Fe3+ 1s22s22p63s23p6 ↑ ↑ ↑ ↑ ↑

[FeII(CN)6]4- 1s22s22p63s23p6 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

[FeIII(CN)6]3- 1s22s22p63s23p6 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

Chelat-Komplexe

• Mehrzähnige Metallkomplexe (ein-, zwei-, mehrzähnig)– Beispiel: EDTA – Waschmittel– Oxalat-Ion– Carbonat-Ion– Häm (Farbstoff des Hämoglobins)– Chlorophyll

• Einzähnige Komplexverbindungen der Übergangsmetalle farbig:

[Co(NH3)6]3+ gelb oktaedrisch

[Co(NH3)5(H2O)]3+ rosa

[Co(NH3)5Cl]2+ violett

[Cu(NH3)4]Cl2 berlinerblau

[Ag(NH3)2]+ lineare Anordnung

[Cd(NH3)4]+ tetraedrisch

[Pt(NH3)4]+ quadratisch-planar

A.8.5 Bindungen- Eigenschaften

Atombindung:– Stabil– Bindungslänge fix!– bei der Bildung wird Energie frei– Elektronegativität - Polarisierung

Ionenbindung:– Stark exotherm (Energie wird frei!)– Stromleitung in Wasser– Hoher Schmelzpunkt– In Wasser nicht stabil– Schichten (spröde)– Als Salze nicht leitbar!

A.8.5 Bindungen- Eigenschaften

Komplexbindung:– Elektrische Anziehung– In Wasser stabil/ph-Wert abhängig

Metallbindung:– Metallgitter– Kationen an Gitterpunkten– Elektronenwolke– Wärmeleitfähigkeit– Walzbarkeit / Zugfestigkeit

A.8.5 Bindung / Eigenschaften

Struktur Elemente Beispiele Bindungsart Eigenschaften

IonenkristallVerbindungen aus

Metallen und Nichtmetallen

Salze wie NaCl

elektrostatische Anziehung

Ionenbindung

hart, elektrisch leitfähig in Lösung u. Schmelze,

hohe Tm

Molekül, unsymmetrisch

unterschiedliche Nichtmetalle

HCl, SO2,

NH3, H2O

Atombindung,polar, van der

Waals

Dipole, niedrige Tm,,

Nichtleiter

Molekül, symmetrisch

NichtmetalleElement-moleküle; CH4, PCl5

kovalent Nichtleiter, niedrige Tm

Molekülgitter Nichtmetalle C, SiO2 kovalent hart, sehr hohe Tm

MetallgitterMetalle, links der

Diagonale im PSE, Übergangselemente

Metalle Legierung

MetallbindungElektronengas

elektr. leitfähig,hohe Tm

Grundtypen der Bindung

A.8.6.1 Intermolekulare Bindungskräfte: Dipolkräfte

A.8.6.1 Intermolekulare Bindungskräfte: Wasserstoffbrückenbindungen

A.8.6.2 Intermolekulare Bindungskräfte:Induktionskräfte

A.8.6. Intermolekulare Bindungskräfte: Dispersionskräfte

A.8.7. Intramolekulare Wechselwirkungen

Intramolekulare Wechselwirkungen sind ATOM-ATOM-Wechselwirkungen:„van der Waals-Kräfte“: 2-max. 60 kJ/mol!

A.8.7. Intramolekulare Wechselwirkungen

A.8.8. Molekülorbitale

• Analog dem Modell der Atomorbitale• Entstehung einer Atom-Bindung:

– 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: Pauli-Prinzip– Molekül-Orbitale unterschiedlicher Energieniveaus– Bezeichnung der Molekülorbitale mit σ, π, δ

Molekülorbitale

• 2s und 2px Atomorbitale ergeben σ-Molekülorbitale

• 2py und 2pz Atomorbitale ergeben π –Molekülorbitaleeine Knotenebene

• σ- Bindungen oder π- Bindungen

H 1s H-H (σ1s)2

N 1s22s22p3 N≡N 1s2

(σ2s)2 (σ2px)2 (π2py)2 (π2pz)2

A.8.8 Mehrfachbindungen

Hybridisierung

C-C-Einfachbindung

sp2-Hybridorbitale

C=C-Doppelbindung

σ- und -Bindungen

C-C-Bindungen