Bindungstypen und zwischenmolekulare Kräfte 1 Metallbindung a) Eigenschaften der Metalle c silbriger Glanz d elektrische Leitfähigkeit e Verformbarkeit b) Elektronengasmodell Freie Elektronen: - sehr leicht durch auftreffendes Licht anzuregen c

- sehr leicht durch Anlegen einer Spannung verschiebbar d Metall-Ionen: - leicht verschiebbar e (Vgl. im Skript Atombau und Periodensystem, Kapitel 4 Periodensystem der Elemente, Unterkapitel e) Metalle und Nichtmetalle und Unterkapitel f) Übersicht zu den Bindungstypen) c) chemische Eigenschaften • Metalle geben leicht Elektronen ab. • Reaktionspartner ist häufig Sauerstoff. Dann entstehen Metalloxide z.B. Eisen(III)-oxid, Summenformel Fe2O3, „Rost“

+ + +

+ +

+ ++

+

-

- -

-

-

-

- -

-

A

1

2

+ + +

++

++ +

+

-

- -

-

-

-

- -

-

Kraft

3

2 Ionenbindung a) Die Bildung von Salzen am Beispiel Natriumchlorid: Stoff- und Energieänderung V Reaktion von Natrium mit Chlor D: Chlor Natrium (erhitzt) B: c Aus einem silbrigen Feststoff und einem grünen Gas entsteht

ein weißer Feststoff. da) kurzzeitiges Erhitzen notwendig db) helle und heiße Flamme F: c Es entsteht das Salz Natriumchlorid da) Es muss kurzzeitig Energie zugeführt werden. db) Insgesamt wird Energie in Form von Licht und Wärme frei. Gl: - vereinfacht für die Reaktion von zwei einzelnen Atomen

Die Strukturformelschreibweise gibt die Valenzelektronen an:

= 1 Valenzelektron = 1 Valenzelektronenpaar (= 2 Valenzelektronen)

Na Cl Na+ Cl −− Protonenzahl: +11 +17 +11 +17 Gesamtelektronenzahl: -11 -17 -10 -18 Gesamtladung: 0 0 +1 -1 Valenzelektronenzahl: 1 7 0 8 (M-Schale) (M-Schale) 8 (L-Schale) Ion = geladenes Teilchen Kation = positiv geladenes Teilchen Anion = negativ geladenes Teilchen Oktettregel: maximal 8 Valenzelektronen bei Elementen der 2. Periode Edelgasregel: Alle Elemente streben die Elektronenkonfiguration eines Edelgases an.

- für die Reaktion aus Chlor-Molekülen Die Nichtmetalle Wasserstoff (H), Stickstoff (N), Sauerstoff (O), Fluor (F), Chlor (Cl), Brom (Br) und Iod (I) liegen elementar als zweiatomige Moleküle vor (Vgl. Kapitel 3). Na Cl Na+ Cl −− Na Cl Na+ Cl −− Die Summenformelschreibweise gibt nur die Art, die Anzahl und die Ladungen der Teilchen an. 2Na Cl2 2Na+ 2Cl−− 2NaCl c

- Energiediagramm zu da): • Die Aktivierungsenergie Ea muss kurzzeitig zugeführt werden, damit die Reaktion abläuft. • Die Reaktion läuft bei niedriger Aktivierungsenergie schneller ab (oder bei höherer Temperatur). • Ein Katalysator erniedrigt die Aktivierungsenergie Ö� kinetische Aussage („Verlauf?“)

2Na + Cl2

2NaCl

Aktivierungsenergie Ea dd

a)

Reaktions-

enthalpie ∆∆H dd

b)

E

RK = Reaktionskoordinate

zu db): • Die Reaktionsenthalpie ∆∆H entspricht der Differenz des Energiegehalts der Ausgangsstoffe und der Endstoffe. Bei exothermen Reaktionen wird Energie in Form von Wärme frei. ∆∆H < 0 Ö� thermodynamische Aussage („Bilanz?“)

- Der Einfluss der Gitterenergie auf die Reaktionsenthalpie • Darstellung der einzelnen Energiebeträge als Kreisprozess: • Bei der Zusammenlagerung der Ionen wird die große Gitterenergie frei. b) Kristallgittermodell am Beispiel Natriumchlorid • Aufgrund der starken elektrostatischen Anziehungs- und Abstoßungskräfte ordnen sich die Ionen in einem regelmäßigen, starren Kristallgitter an. Die Verhältnisformel (= Summenformel eines Salzes) gibt die Zahlenverhältnisse der Ionen zueinander an: Ionenverhältnis Na+ : Cl- in Na1Cl1 = 1 : 1)

Elektronenaffinität (2 Cl)

Gitterenergie (2 NaCl)

Sublimationsenergie (2 Na)

Ionisierungsenergie (2 Na)

Dissoziationsenergie (Cl2)

Natrium + Chlor

Natriumchlorid

Reaktionsenthalpie (2 NaCl)

∆∆H

- Gitterausschnitt:

- Eigenschaften der Salze • hoher Schmelzpunkt • als Feststoff keine elektrische Leitfähigkeit • spröde beim Verformen • oft löslich in Wasser (Vgl. Kapitel 4 zwischenmolekulare Kräfte, Unterkapitel Ion-Dipol-Wechselwirkungen) c) Regeln zum Aufstellen einer Reaktionsgleichung 1.) Ausgangs- und Endstoffe folgen aus der Beobachtung 2.) Die Indices der Verbindungen werden mit Hilfe der Oktett- und der Edelgasregel bestimmt. Salze und Moleküle sind nach außen elektrisch neutral. 3.) Die Koeffizienten werden so gewählt, dass keine Atome verloren gehen (Massenerhaltungssatz). d) Die Zersetzung von Salzen am Beispiel der Elektrolyse von Eisen(III)-chlorid: Stoff- und Energieänderung V Elektrolyse von Eisen(III)-chlorid D:

Na+ Kationen

Cl- Anionen

d

ca)

cb)

Eisen(III)-chlorid Schmelze

B: ca) Am – Pol entsteht ein silbriger Feststoff. cb) Am + Pol entsteht ein grünes Gas. d es muss ständig Energie zugeführt werden.

F: ca) Elementares Eisen entsteht. cb) Elementares Chlor entsteht. d Die Reaktion ist endotherm.

Gl: Strukturformelschreibweise: Fe3+ Cl −− Fe Cl Cl −− Cl Cl −− Cl Fe3+ Cl −− Fe Cl Cl −− Cl Cl −− Cl Summenformelschreibweise: 2Fe3+ 6Cl −− 2Fe 3Cl2 ca) cb) 2 FeCl3

- Energiediagramm zu d: • Die Aktivierungsenergie Ea muss ständig zugeführt werden. Bei endothermen Reaktionen wird ständig Energie zugeführt. ∆∆H > 0

2Fe+ 3Cl2

2Fe3+ + 6Cl-

Aktivierungsenergie Ea dd

Reaktions-

enthalpie ∆∆H dd

E

RK = Reaktionskoordinate

3 Atombindung a) Die Bildung von Molekülen am Beispiel Wasser: Stoff- und Energieänderung V Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff D: Wasserstoff Sauerstoff aus der Luft B: c farblose Flüssigkeitströpfchen da Energie wird kurzzeitig zugeführt db Energie wird bei einer kleinen Explosion frei F: c es entsteht zunächst gasförmiges Wasser, das dann kondensiert da hohe Aktivierungsenergie db schnelle, stark exotherme Reaktion Gl: 2H2 + O2 → 2H2O

- Energiediagramm

c

da

db

H H

H H

O O

2H2 + O2

2H2O

Aktivierungsenergie Ea dd

a)

Reaktions-

enthalpie ∆∆H dd

b)

E

RK

H O

H

H O

H

- Begründung der hohen Reaktionsenthalpie: (• Zahl der Bindungen bei Ausgangs- und Endstoffen gleich [jeweils vier Bindungen])

• Es müssen vier schwache Bindungen gespalten werden, dafür wird nur wenig

Dissoziationsenergie aufgewendet.

• Es werden vier starke Bindungen gebildet, dabei wird viel Bindungsenergie frei. Ö�unpolare Atombindungen sind energiereich (d.h. leicht zu spalten)

z.B. Brennstoffe:

Wasserstoff Kohlenwasserstoff Kohlenhydrat (Ausschnitt) (Ausschnitt) = unpolare Atombindung = polare Atombindung Ö�polare Atombindungen sind energiearm (d.h. schwer zu spalten)

z.B. Verbrennungsprodukte: Kohlenstoffdioxid Wasser b) Atombindungsmodell am Beispiel Wasserstoff, Sauerstoff und Wasser = Elektronenpaarbindung; kovalente Bindung • Nichtmetallatome teilen sich Valenzelektronen durch Überlappen der

Valenzschalen.

• Die Anziehungskraft der Bindenden Elektronenpaare auf beide Atomkerne hält

die Nichtmetallatome zusammen. Freie Elektronenpaare werden nur von einem

Atomkern angezogen.

• Die Nichtmetallatome bilden jetzt zusammen ein Molekül

H H C

H

H

n

H O

C

H

n

H O

H

O C O

• Die Edelgas- und die Oktettregel sind zu beachten:

Einfachbindungen Doppelbindungen

unpolare Atombindungen

(„Striche“) wenn die

∆EN kleiner als ca. 0,3 ist

polare Atombindungen

(„Keile“) wenn die ∆EN größer

als ca. 0,5 aber kleiner als ca.

1,7 ist

(daher mit Teilladungen δ+, δ-)

H H

C

H

H

H H

Cl Cl

O O

O C O

H O

H

H Cl

c) Elektronenpaarabstoßungsmodell (EPA) am Beispiel Wasser, Ammoniak und Methan

Elektronenpaare ordnen sich aufgrund der gegenseitigen Abstoßung möglichst weit

voneinander entfernt an. Bindende Elektronenpaare benötigen mehr Raum als

Freie Elektronenpaare.

Methan Ammoniak Wasser

Strukturformel

Kugelmodell

Geometrie mit allen

Elektronenpaaren

Tetraeder Tetraeder Tetraeder

Geometrie nur mit

den Bindenden

Elektronenpaaren

Tetraeder Trigonale Pyramide Winkel

Bindungswinkel α 109° 107° 105°

H

C

H H

H N

H H

H O

H H

d) Die Zersetzung von Molekülen am Beispiel Wasser: Stoff- und Energieänderung

V Elektrolyse von Wasser

D:

gefärbtes Wasser

B: ca (-)-Pol: farbloses Gas entsteht, Knallgasprobe positiv

cb (+)-Pol: farbloses Gas entsteht, Glimmspanprobe positiv

d Es muss ständig Energie zugeführt werden.

F: ca Wasserstoff entsteht

cb Sauerstoff entsteht

d endotherme Reaktion

Gl: 2H2O → 2H2 + O2

ca cb

Volumenverhältnis: 2 : 1

ca

d

cb

- Energiediagramm

2H2 + O2

2H2O

Aktivierungsenergie Ea dd

Reaktions-

enthalpie ∆∆H dd

E

RK

4 Zwischenmolekulare Kräfte

a) Van-der-Waals-Kräfte

F2 Cl2

Siedepunkt [°C] -187 -35

∆EN 0 0

Molare Masse M

(=Summe der Molaren Masse aller Kernbausteine) [g/mol]

38 70

Ö�Je höher die Molare Masse, desto stärker die zwischenmolekularen Van-der-

Waals-Kräfte, desto mehr Energie ist zur Trennung der Moleküle voneinander

nötig, desto höher ist der Siedepunkt.

Ö�Van-der-Waals-Kräfte sind schwache Wechselwirkungen zwischen spontanen

und induzierten Dipolen, sowie zwischen induzierten und induzierten Dipolen.

Ö�Sie nehmen mit steigender Moleküloberfläche (Näherungsmaß ist die Molare

Masse) zu, große unpolare Moleküle können daher als Feststoff vorliegen.

V Lösen von Iod in verschiedenen Lösungsmitteln

D: Iod Iod

Benzin Wasser

B: c nur mit Benzin entsteht eine violette Lösung

F: c als unpolarer Stoff löst sich Iod nur im unpolaren Lösungsmittel Benzin

„Gleiches löst sich in Gleichem.“

c

b) Wasserstoffbrücken

HF HCl

Siedepunkt [°C] 19 -85

∆∆EN 1,8 1,0

Molare Masse M

(=Summe der Molaren Masse aller Kernbausteine) [g/mol]

20 36

Ö�Je höher die ∆∆EN, desto stärker die zwischenmolekularen

Wasserstoffbrücken, desto mehr Energie ist zur Trennung der Moleküle

voneinander nötig, desto höher ist der Siedepunkt.

Ö�Wasserstoffbrücken sind starke Wechselwirkungen zwischen besonderen

permanenten Dipolen. Sie gehen von einem Freien Elektronenpaar eines

negativ polarisierten Atoms (δ-) des einen Moleküls aus und greifen am

positiv polarisierten Wasserstoffatom (δ+) des anderen Moleküls an.

Ö�Sie nehmen mit steigender Bindungspolarität (Näherungsmaß ist die ∆EN) zu,

schon kleine polare Moleküle können daher als Flüssigkeit vorliegen.

V Mischen von verschiedenen Lösungsmitteln

Wenig (senkrecht)

in viel (waagrecht)

Wasser Ethanol Benzin

Wasser

löslich löslich unlöslich

Ethanol

löslich löslich löslich

Benzin

unlöslich löslich löslich

Ö�Energetische Effekte: - Maximierung der Anzahl der Wasserstoffbrücken

- dann Maximierung der Van-der-Waals-Kräfte

Ö�Entropie-Effekt: - Minimierung der Kontaktflächen zwischen

permanenten und spontanten/induzierten Dipolen

Molekül Polare

Atombindungen?

Unsymmetrische

Teilladungen?

Permanenter

Dipol?

Wasser ja ja ja

Chlorwasserstoff ja ja ja

Tetrafluormethan ja nein nein

Kohlenstoffdioxid ja nein nein

Methan nein nein nein

Ein permanenter Dipol hat polare Atombindungen und die Teilladungsschwerpunkte

sind unsymmetrisch verteilt.

- Besondere Eigenschaften von Wasser

• Dichteanomalie (Dichtemaximum bei 4°C)

• hoher Schmelz- und Siedepunkt

• breiter flüssiger Bereich

• gutes Lösungsmittel für permanente Dipole und Ionen

c) Ion-Dipol-Wechselwirkungen

V Lösen von Kaliumiodid in verschiedenen Lösungsmitteln

D: Kaliumiodid Kaliumiodid

Benzin Wasser

B: c nur mit Wasser entsteht eine farblose Lösung

F: c als ionischer Stoff löst sich Kaliumiodid nur im polaren Lösungsmittel

Wasser

Ionen können von Wasser aus dem Ionengitter gelöst werden. Dafür muss die

Gitterenergie aufgewendet werden. Bei der Bildung der Hydrathülle um die Ionen

wird die Hydratationsenergie frei.

c

- Mögliche Fälle für den Lösungsvorgang:

∆HGitter < ∆HHydratation => exotherm

∆HGitter = ∆HHydratation => keine Energieänderung

∆HGitter > ∆HHydratation=> endotherm (sehr selten!)

∆HGitter >> ∆HHydratation => unlöslich

- Exkurs für den Biologie-Grundkurs (Kapitel Stoffwechsel):

∆G = ∆H – T∆s

∆G gibt an, ob ein Vorgang freiwillig ablaufen kann:

- Fall 1:

∆G < 0 => exergonisch, d.h. freiwillig

Voraussetzung: ∆H < 0 oder zumindest I∆HI < IT∆sI, falls endotherm

- Fall 2:

∆G > 0 => endergonisch, d.h. unfreiwillig

∆H > 0 oder I∆HI > IT∆sI, falls exotherm