Theorie der kovalenten Bindung (Gilbert Newton Lewis, …stich/Bilder_ME/II.II.pdf · • Polare kovalente Bindungen - Rein kovalente Bindungen existieren nur zwischen Atomen des
Post on 30-Aug-2018
219 Views
Preview:
Transcript
2.2 Kovalente Bindung und kovalente Kristalle • Theorie der kovalenten Bindung (Gilbert Newton Lewis, 1916) � s. 0.6
- Die Bindung zwischen Nichtmetall- atomen erfolgt durch gemeinsam angehörende, bindende Elektronen- paare (kovalente Bindung).
- Molekülstrukturen werden als Valenz- strichformeln gezeichnet (Lewis-For- meln). Jeder Bindungsstrich stellt ein gemeinsames, bindendes Elektronen- aar dar. An den Atomen verbleibende Elektronenpaare heißen nichtbindende (freie, einsame) Elektronenpaare.
- Dabei ist jedes Atom von acht Elektronen, also vier Elektronenpaaren umgeben � Oktettregel. Wasserstoff strebt Heliumkonfiguration an.
Elektronenkonfiguration und Bindigkeit1) einiger Elemente der 2. Periode
Atom2) Beispiel (H-Verbindung)
Elektronenkonfiguration
1s 2s 2p
Bindigkeit
Formel Elektronen3)
6C C (2 ?) (CH2 ?) (4 ?)
6C* C 4 CH4 8
7N N 3 NH3 8
8O O 2 H2O 8
9F F 1 HF 8
10Ne Ne 0 – –
1)Anzahl der kovalenten Bindungen, die von einem Atom ausgehen (kovalente Wertigkeit)
2)Atomsymbol mit Ordnungszahl und Lewis-Schreibweise mit Valenzelektronen
3)Valenzelektronen im Bindungszustand
⋅ ⋅ ‾
⋅ ⋅ ⋅ ⋅
⋅ ⋅ ⋅
⋅ ⋅
⋅
Einfache Valenzstrichformeln � s. 0.6 Beispiel Ammoniak
Formel NH3
H Atomverknüpfung H⋅ ⋅N H Anzahl Bindungen Für N: 8 – 5 = 3
Für H: 1 Oktettregel Für N: 8 Valenzelektronen
Für H: 2 Valenzelektronen (Heliumkonfiguration) H Valenzstrichformel H N H
⋅
⋅
⋅ ⋅
Einzelne, ungepaarte Elektronen bilden gemeinsame Bindung(en)
• Elektronegativität EN (Linus Pauling, 1932) - Maß für die Fähigkeit des Atoms eines Elements, das bindende Elektronenpaar in einem Molekül an sich zu ziehen
- Metalle geben leicht Elektronen ab und haben kleine Elektronegativitäten. Nichtmetalle nehmen dagegen eher Elektronen auf, die Elektronegativität steigt1).
- Die Polarität einer Bindung ist aus der Differenz der Elektronegativitäten erhältlich.
H
2,1
Relative Elektronegativität ausgewählter Elemente nach Pauling
∆EN-Werte
Bindung
0 kovalent Li
1,0
Be
1,5
B
2,0
C
2,5
N
3,0
O
3,5
F
4,0 0,1 bis 0,5 schwach polar
0,6 bis 1,0 mittel polar Na
0,9
Mg
1,2
Al
1,5
Si
1,8
P
2,1
S
2,5
Cl
3,0 1,1 bis 1,6 stark polar
1,7 50 % Ionench. K
0,8
Ca
1,0
Ga
1,6
Ge
1,8
As
2,0
Se
2,4
Br
2,8 > 1,7 Ionenbindung 1) innerhalb einer Periode von links nach rechts, innerhalb einer Hauptgruppe von unten nach oben
• Polare kovalente Bindungen
- Rein kovalente Bindungen existieren nur zwischen Atomen des gleichen Elements. Bei unter schiedlichen Elementen wird in der Regel ein Bindungs- partner das gemeinsame Elektronen- paar stärker zu sich ziehen (Polarisa- tion).
- Je unterschiedlicher die elektronen- anziehende Wirkung der kovalent gebundenen Atome ist, um so grö- ßer ist der Betrag der Partialladun- gen (δ-, δ+), um so ausgeprägter der partiell ionische Charakter der Bindung (Dipol).
Darstellung der Polarität H – H ∆EN = 0 H – Cl ∆EN = 0,9
H � Cl O ∆EN = 1,4 H H O H H
δ+
δ–
δ+
δ–
δ+
δ– δ–
δ+ δ–
δ+
Elektronegativitäten (Mortimer, Müller, 2003)
50
1,0 2,0 3,0
∆EN
25
100
Ione
nch
arak
ter
%
75 überwiegend ionisch
überwiegend kovalent
δ-
δ+
- +
+
-
rein kovalente Bindung
polare kovalente Bindung
verzerrte Ionen
reine Ionenbindung
Abschätzung der Partialladung der Atome in HCl aus den Elektronegativitäten - Weder Oxidationszahl (+1, -1) noch Formalladung (0, 0) ergeben eine genaue Beschreibung der wirklichen Ladung der Atome - Anteil am gemeinsamen Elektronenpaar (2 e-), EN(Cl) = 3,0 und EN(H) = 2,1 3,0 Cl = · 2 e- = 1,18 e- � Partialladung 0,18 - 3,0 + 2,1 2,1 H = · 2 e- = 0,82 e- � Partialladung 0,18 + 3,0 + 2,1
Dipolmoment einer Bindung µB H–Cl q = µB / d
Dipolmoment µ = 1,08 D (gem.)
Atomabstand d = 127 pm
- Das Dipolmoment einer Bindung µB ist ein Maß für die räumliche Vertei- lung von elektrischen Ladungen. - Trotz relativ kleiner Partialladungen q kann eine Bindung ein hohes Dipolmoment besitzen, wenn der Ladungsabstand d groß ist.
µB = q ⋅ d
µB = Dipolmoment (C ⋅ m), 1 D = 3,33664 ⋅ 10-30 C ⋅ m
q = Betrag der Ladungen (C), e = 1,602 ⋅ 10-19 C
d = Atomabstand (m)
0,18+ 0,18-
H Cl
Partialladung q
Moleküldipolmoment µM
- Das Dipolmoment des Moleküls µM
wird für mehratomige Moleküle durch vektorielle Addition der Bindungsdipolmomente µB erhalten. - Symmetrische Moleküle sind trotz polarer Bindungen keine Dipole, da die Ladungsschwerpunkte zusam- menfallen.
O = C = O
µM = 0
O H H
µM = 1,85 D
δ- δ-
δ+
δ +
δ+ δ+
δ–
δ–
µB µB
µB µB
δ–
δ+
Dipolmomente von mehratomigen Molekülen (Mortimer, Müller, 2003)
CH4 NH3 H2O
µ = 0 D µ = 1,49 D µ = 1,85 D
Aufstellen von komplizierteren Valenzstrichformeln
1. Richtige Verknüpfung der Atomkerne beachten 2. Valenzelektronen aller Atome bilden bindende und freie Elektronenpaare Bindende Elektronenpaare im System nach
2
NE8H2BE
Σ−⋅+⋅= berechnen.
BE = bindende Elektronenpaare H = Anzahl der H-Atome E = Anzahl der übrigen Atome ΣN = Gesamtzahl der Valenzelektronen aller Atome Freie Elektronenpaare nach der Oktettregel zu- ordnen 3. Vergleich der Valenzelektronen der Atome und Zuordnung von Formalladungen (geringe Anzahl, kleine Beträge, kurze Abstän- de, möglichst entsprechend Elektronegativität) 4. Angabe von mesomeren Grenzformeln Bindungsverhältnisse können nicht durch eine einzige Valenzstrichformel, sondern nur durch mehrere "mesomere Grenzformeln" dargestellt werden � Mesomerie (Ingold, 1933)
Valenzstrichformel Salpetersäure Formel HNO3 Atomverknüpfung H O N Valenzelektronen ΣN = 5 + 3 ⋅ 6 + 1 = 24
H⋅ ⋅O⋅ ⋅N⋅ Formel?? Bindende Elektronenpaare
52
2448122
NE8H2BE =−⋅+⋅=−⋅+⋅= Σ
H O N 10 O
O
O
O
⋅O⋅⋅
⋅O⋅
Zentrales Atom mit höchster Bindigkeit
Oktettregel Für N: 8 Valenzelektronen Für O: 8 Valenzelektronen Für H: He-Konfiguration
H O N 10 + 14 Formalladung N nur 4, im PSE 5 � + O 7, im PSE nur 6 � –
Zuordnung positiver und negativer Formalladung � entsprechend Elektronegativität Mesomere Grenzformeln
H O N
H O N
O
–
–
O
O
–
–
O +
–
O
–
–
O +
–
Formalladung entsprechend Elektronegativität
• Valenzelektronenpaar-Abstoßungs-Theorie (Ronald J. Gillespie, Ronald S. Nyholm, 1957)
Valenzstrichformel H – O – H
_
_
- Die Erklärung der Molekülstruktur erfolgt auf der Grundlage der gegenseitigen elektrostatischen Abstoßung von bindenden und nichtbindenden Elektronenpaaren. - Die Anordnung der Atome in einem Molekül, in der die gegenseitige Abstoßung aller Elektronen- paare durch Einnahme der größtmöglichen Entfernung zueinander minimal wird, entspricht der energieärmsten und damit stabilsten Struktur des Moleküls. - Freie Elektronenpaare stoßen bindende Elektro- nenpaare stärker ab, als bindende Elektronen- paare sich gegenseitig abstoßen.
O H
H
Molekülstruktur
Systematik von Molekülstrukturen (Auswahl)
Molekültyp BE NBE Elektronenstruktur Molekülstruktur Beispiele
AX2 2 linear linear BeCl2
AX3 3 trigonal-eben BF3
AX2E 2 1 trigonal-eben
gewinkelt SnCl2 (g)
AX4 4 tetraedrisch CH4, NH4
+
AX3E 3 1 trigonal-pyramidal NH3, PF3
AX2E2 2 2
tetraedrisch
gewinkelt H2O
• Kovalente Kristalle Gerüststrukturen - Beispiel Diamant
Dreidimensionale Raumnetzstruk-tur, in der jedes C-Atom mit vier anderen C-Atomen verknüpft ist
C
C C C
C
- Netzwerk von kovalenten Bin- dungen
- geringste Komprimierbarkeit (höchste Packungsdichte)
- höchste Härte aller natürlichen Stoffe
- höchster Schmelzpunkt, 3550 °C
- höchste Wärmeleitfähigkeit, >Ag
- elektrischer Isolator, Halbleiter
- Lichtreflexion und -brechung
- langsame Oxidation zu CO2 ab 720 °C an der Luft
Elementarzelle von Diamant (8 Atome je Zelle)
z
x
y
Koordinationszahl 4: Tetraeder
Ausschnitt aus der Diamantstruktur
Schichtenstrukturen - Beispiel Graphit
Schichtenstruktur, in der jedes C-Atom mit drei anderen C-Atomen kovalent verknüpft ist
C
C C
C
- weicher, schwarzer Festkörper aus ebenen Schichten
- Schichten lassen sich gegenseitig verschieben und auch einzeln abtragen
- leichte Anregbarkeit der deloka- lisierten Elektronen mit sicht-barem Licht (� schwarz)
- hohe elektrische Leitfähigkeit parallel zu den Schichten, senk- recht dazu keine Leitfähigkeit
- hoher Schmelzpunkt, 2500 °C plastisch verformbar 3750 °C Sublimation
- hohe chemische Stabilität
Van-der-Waals-Kräfte � 2.3
335 pm
C–C: 142 pm
Härteskala nach Mohs1) (Friedrich Mohs, 1822)
Mohshärte Mineral Erläuterungen
1 Talk, Graphit Mg3[Si4O10(OH)2], C
2 Gips CaSO4 ⋅ 2 H2O mit Fingernagel ritzbar2)
3 Calcit CaCO3 mit Kupfermünze ritzbar
4 Fluorit CaF2
5 Apatit Ca5[(PO4)3(F,OH)]3) mit Messer noch ritzbar4)
6 Orthoklas K[AlSi3O8]
7 Quarz SiO2 ritzt Fensterglas
8 Topas Al2[SiO4(F,OH)2]
9 Korund Al2O35)
10 Diamant C 1)
keine lineare Abstufung 2)
weich 1 bis 2 3)
Zahnschmelz, Austausch OH gegen F möglich 4)
mittelhart 3 bis 5 5)
Rubin, Saphir
ritz
t vo
rher
gehe
ndes
Min
eral
Elektrische Leitfähigkeit von Graphit
- freie Beweglichkeit der π-Elektronen einer Schicht ("viertes" Elektron jedes C-Atoms)
- Leitung des elektrischen Stromes nur innerhalb der Schichten, nicht senkrecht dazu � Anisotropie (Richtungsabhängigkeit einer Eigenschaft)
- regellose Anordnung vieler Graphit-Kristalle führt jedoch zur elektrischen Leitung in allen Richtungen
Technische Anwendungen von Diamant - Bohr-, Schneid- und Schleifwerkzeuge (Beton, Glas, Gestein) - Diamantschichten zur Kühlung von Laserdioden
- CVD*-Diamantelektroden zur Abwas- serreinigung (halbleitend durch B-Dotierung)
(*Chemical Vapor Deposition) - Anwendungen in der Spektroskopie (durchlässig für UV-, Vis-, IR-Licht) - Verwendung als Schmuckstein
Technische Anwendungen von Graphit - Bleistiftminen
- Festschmierstoffe (Lager, Dichtungen)
- Füllstoff (elektrische Leitung, Herabsetzung der inneren Reibung)
- Schleifkontakte (Elektromotoren, Generatoren)
- Elektroden in Lichtbogenlampen und Lichtbogenöfen, zur Elektrostahlgewinnung und Aluminiumherstellung, in Batterien � 6.3
- Hitzeschutzauskleidung (Öfen, Triebwerke, Schmelztiegel) - Konstruktionswerkstoff (chemische Industrie)
Graphen
Herstellung und Eigenschaften
- Abschälen von Graphit (Klebeband, Lösungsmittel)
- chemische Synthese (z. B. aus PAK, Epitaxie (Ethen)
- extreme Festigkeit1)
- transparent
- hohe Wärmeleitfähigkeit (> Ag)
- hohe elektrische Leitfähigkeit
- hohe Ladungsträgerbeweglichkeit (� Prozessoren bis 1000 GHz möglich, Si bis 5 GHz!)
- chemische Funktionalisierung (Sensoren, Katalysatoren, gasdicht als Graphenoxid)
1)Graphen: ρ = 2,26 g/cm3; βZ = 125 GPa
Stahl: ρ = 7,85 g/cm3; βZ ≤ 2 GPa
Graphen 1962 erste nur wenige Lagen dicke Kohlenstoff-Folien, Boehm
1994 Begriff Graphen, Hanns-Peter Boehm
2004 Entdeckung von Graphen durch Geim und Novoselov, Klebebandmethode
2010 Nobelpreis für Physik für Andre Geim und Kostya Novoselov, grundlegende Experimente an Graphen
2010 erster 100-GHz-Transistor auf Graphenbasis durch IBM
2013 Graphene "flagship project" der EU, Start mit 126 Forschergruppen in 17 Ländern, bis zu 1 Mrd. € in 10 Jahren
Anwendungen in Informations- und Telekommunikationstechnik, Materialwissenschaft, Energietechnik, Life Science
2014 Science, Herstellung von Graphen im industriellen Maßstab, Sungkyunkwan Universität und Samsung Advanced Institute of Technology (SAIT)
Kohlenstoff-Nanoröhrchen (CNT)
Anwendungen
- mechanische Anwendungen
- Zusatz zu Kunststoffen
·elektrische Leitfähigkeit ·Härte ·Zugfestigkeit2)
·Kratzfestigkeit ·Temperaturbeständigkeit
- Elektronik, Elektrotechnik (Transistoren, Speicher, …)
·elektrische Leitfähigkeit (leitend, halbleitend) ·Wärmeleitfähigkeit
� ein- und mehrwandig
1)aggregierte CNT´s
2)CNT: ρ = 1,3 bis 1,4 g/cm3; βZ = 30 GPa
Stahl: ρ = 7,85 g/cm3; βZ ≤ 2 GPa
1 GPa = 103 N/mm2
1
1)Verdopplung der Lebensdauer von Ratten bei Gabe gelöst
in Olivenöl
Struktur
- Polyeder aus dreifach koordinierten C-Atomen, schwarze Kristalle
- 12 Fünfecke und n-Sechsecke, kleinstes Fulleren C60 (12 + 20) � "Buckminster-Fulleren"
- C74, C76, C78, C80, C84, C90, C94 bekannt Einige Eigenschaften
- nicht elektrisch leitend
- löslich in organischen Lösungsmitteln
- reaktiv (Radikalfänger)1), O2- und UV-empfindlich
Fullerene
• Bindung, Struktur und Klassifizierung organischer Verbindungen Lewis-Modell (1916): Es gilt die Oktettregel! Kohlenstoff ist vierbindig Wasserstoff ist einbindig
q
Einfachbindung Doppelbindung Dreifachbindung Sauerstoff ist zweibindig
C
H
H
H
H
C C
H
H
H
H
CH C H C CH
H
H
H
H
H
C CH
H
H
H
H
O H
CH
H
H
C
O
H
C·
· ·· H·
O ··
Beispiel Formaldehyd Formel H2CO (HCHO) H⋅ Atomverknüpfung ⋅C⋅ ⋅O⋅ H⋅
Bindungen Für C: 8 – 4 = 4
Für O: 8 – 6 = 2 Für H: 1 Oktettregel Für C: 8 Valenzelektronen Für O: 8 Valenzelektronen Für H: 2 Valenzelektronen
H Valenzstrichformel C=O H
⋅ ⋅
Zentrales Atom mit höchster Bindigkeit
Darstellung und Struktur organischer Verbindungen
Darstellung/Modell Beispiel Aussage Anwendung
Summenformel CH4, C2H6O
Atomare Zusam-mensetzung
Reaktionsgleichungen � Stöchiometrie
Verkürzte Struktur-formel
CH4, CH3−CH2OH
Anzahl und Art der Bindungen
Reaktionsgleichungen � Redoxreaktionen
Strukturformel1)
(Konstitutionsformel)
Valenzstrichformel2) (Lewis-Formel)
C
H
H
H
H
Anzahl und Art der Bindungen
Keine räumliche Anordnung!
Moleküldarstellung
Reaktionsgleichungen
Reaktionsmechanismen
C CH
H
H
H
H
O H
1)ohne freie Elektronenpaare
2)mit freien Elektronenpaaren
Darstellung/Modell Beispiel Aussage Anwendung
Skelettformel
� C-Skelett
ohne freie EP und C−H-Bindungen!
Struktur des C-Skeletts und funktionelle Gruppen
Moleküldarstellung
Reaktionsgleichungen
Reaktionsmechanismen
Keilstrich-Formel (Raumformel)
C
HH
H
H
Anzahl, Art und räumliche Orientierung der Bindungen
Moleküldarstellung
Reaktionsmechanismen
Kugel-Stab-Modell
� Atom-Bindung
vereinfachte räumliche Struktur
Bindungsabstand, Bindungswinkel
räumliche Anordnung der Atome in Molekü-len und Festkörpern
·
Kalottenmodell
raumerfüllende Struktur
Überlappung der Atome
Größenverhältnisse der Atome
Raumbedarf des Moleküls
Geben Sie die Skelettformel für Butanol an!
Einteilung organischer Verbindungen
Für eine systematische Ein- teilung organischer Verbindun- gen ergeben sich zwei Mög-lichkeiten:
1) Einteilung nach ihrem Kohlenstoffgerüst (Skelett)
2) Einteilung nach ihrer funktionellen Gruppe Daraus resultieren verschie- dene Stoffklassen von organi- schen Verbindungen.
Einteilung organischer Verbindungen in Stoffklassen nach ihrem Kohlenstoffgerüst
(aliphatisch) (cyclisch)
gesättigt ungesättigt gesättigt ungesättigt
Grund-z.B.
C C C
Doppelbindung Dreifachbindungz.B. z.B.
C C C C
N
verbindung:
Benzol
Pyridin
acyclisch alicyclisch aromatisch heterocyclisch
*aliphos – Fett
*
Einige Bindungslängen C–C 154 pm
C–O 143 pm
C–H 110 pm
O–H 96 pm C=C 134 pm
Ausgewählte Stoffklassen mit funktionellen Gruppen
Kohlenwasserstoffe bilden die Ausgangsstoffe der organischen Chemie
ohne funktionelle Gruppe Alkane R–H
Doppelbindung Alkene R–C=C–R´
Dreifachbindung Alkine R–C≡C–R´ Sauerstoffverbindungen
Hydroxylgruppe (–OH) Alkohole und Phenole R–OH
Aldehydgruppe (–CHO) Aldehyde R–CHO
Ethergruppe (–O–) Ether R–O–R´
Carboxylgruppe (–COOH) Carbonsäuren R–COOH Lewis-Formel!?
Estergruppe (–COO–) Carbonsäureester R–COO–R´ Stickstoffverbindungen
Aminogruppe (–NH2) Amine R–NH2
top related