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27.11.2011
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Grundtypen der Bindung Grundtypen chemischer Bindung
Oktettregel A.8.1. Atombindung
27.11.2011
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A.8.1 Atombindung Valenz (Zahl der Bindungen)
Atombindung• auch: kovalente Bindung, Elektronenpaar-Bindung• „Zwei Atome haben mindestens ein gemeinsames
Elektronenpaar!“• einfach besetzte Atomorbitale – Molekülorbitale• Bindende Elektronenpaare• nichtbindende,
freie Elektronenpaare
• Bindungslänge:mittlerer Abstandzwischen den Atomkernenzwischen den Atomkernen
• Bindungsenergie:Energie, die bei Bildung derBindung entsteht
Chemische Bindung
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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
A.8.2 Ionenbindung
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Ionenbindung
endotherm exotherm
Ionenbindung
Nichtmetall
Metall
Ionenbindung Atomradien - Atomgitter
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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
Metallbindung• Metalle bestehen aus kleinen Kristallen.• In diesen sind die Atomrümpfe periodisch
angeordnet die Aussenelektronen sind freiangeordnet, die Aussenelektronen sind frei beweglich. Sie bilden ein „Elektronengas“.
Stromleitung in Metallen
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Metallgitter• Drei Gitterstrukturen für die meisten Metalle:
1.dem kubisch-raumzentrierten Gitter:Jedem Atomrumpf sind acht andere benachbart!
2 d k bi h di ht t Gitt k2.der kubisch-dichtesten Gitterpackung:Jedem Atomrumpf sind zwölf andere benachbart!
3.der hexagonal-dichtesten Kugelpackung:Jedem Atomrumpf sind zwölf andere benachbart!
Metallbindung - 2
• frei bewegliche Elektronen zwischen Atomrümpfen:„Elektronengas“L i Mi h hi d M t ll• Legierungen: Mischungen verschiedener Metalle (Schmelzen und Abkühlen)
• Metalle, Übergangsmetalle, Halbmetalle
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 Nichtmetalle
Element-moleküle; CH PCl
kovalent Nichtleiter, niedrige Tmy CH4, PCl5Molekülgitter 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
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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
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A.8.7. Intramolekulare Wechselwirkungen
Intramolekulare Wechselwirkungen sind ATOM-ATOM-Wechselwirkungen:„van der Waals-Kräfte“: 2-max. 60 kJ/mol!
A.8.8. Molekülorbitale• Analog dem Modell der Atomorbitale• Entstehung einer Atom-Bindung:
– zwei Atome rücken räumlich aufeinander zu– 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
H 1s H-H (σ1s)2
N 1s22s22p3 N≡N 1s2
• 2s und 2px Atomorbitale ergeben σ-Molekülorbitale• 2py und 2pz Atomorbitale ergeben π –Molekülorbitale
eine Knotenebeneσ Bindungen oder π Bindungen
p(σ2s)2 (σ2px)2 (π2py)2 (π2pz)2
• σ- Bindungen oder π- Bindungen
A.8.8 Mehrfachbindungen
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Hybridisierung C-C-Einfachbindung
sp2-Hybridorbitale C=C-Doppelbindung
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σ- und -Bindungen C-C-Bindungen
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