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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
„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
• 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
• 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
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