MedUni T2 MIT - bglerchenfeld.at · Metallbindung Atombindung METALLE SALZE flüchtig zersetzlich diamantartig Kleine Moleküle Molekülgitter Atome Atomgitter Grosse Moleküle Molekülgitter

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Kursleiter

Mag. Wolfgang Mittergradnegger

Auswahlverfahren MedizinPrüfungsgebiet Chemie

2.TerminChemische Bindung

IFS Kurs 2009

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Warum verbinden sich Atome?

Alle Atome versuchen, einen energetisch möglichst günstigen Zustand zu erreichen. Edelgase sind dabei sozusagen ein „Vorbild“, da sie eine besonders günstige Elektronen‐konfiguration (s2p6 = 8 Valenzelektronen ‐“Edelgaskonfiguration“ ) in ihrer Valenzschale aufweisen.

Es gibt nun für Atome unterschiedliche Möglichkeiten, diesen energetisch günstigen Zustand zu erreichen.

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Wie verbinden sich Atome?

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PSE

Me NiMe

Metallbindung Atombindung

METALLE SALZEflüchtig

zersetzlich

diamantartig

Kleine MoleküleMolekülgitter

AtomeAtomgitter

Grosse MoleküleMolekülgitter

Ionenbindung

Metallgitter Ionengitter

gute Strom‐ und WärmeleiterVerformbar, Glanz

kleine Ionisierungsenergiegroße Elektronenaffinitä, geringe ENgeringe Anzahl an Valenzelektronenbilden Legierungen (Mischungen)

sprödebei RT festhoher Fp/Kpwasserlöslich

im festen Zustand IsolatorLösung leitet Strom (Elektrolyt)


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Chemische Bindung

Hauptvalenzen1. Ionenbindung: geladene Teilchen

2. Atombindung (Kovalente Bindung): bindende Elektronenpaare

3. Metallbindung: Atomrümpfe und Elektronengas

Nebenvalenzen1. Dipol‐Dipol‐Kräfte ‐Wasserstoffbrückenbindung

2. Van der Waals Kräfte

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IONENBINDUNG

Bindung zwischen Me + NiMe (großer EN Unterschied)

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IONENBINDUNGTeilschritte

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IONENBINDUNGEnergiebilanz

Das Erreichen der Edelgaskonfiguration der beteiligten Ionen ist nicht die Triebkraft der Reaktion, sondern die Bildung energiearmer und damit stabiler Ionenkristalle.

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IONENBINDUNGBeschreibung

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IONENBINDUNGBeschreibung

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IONENBINDUNGBenennen der Salze & Chemische Formel

1. NAMEMetallname (Ladung des Kations) AnionnameMagnesium (II) chlorid

Mg Cl 22. FORMEL

Die chemische Formel der Salze ist eine Verhältnisformel, die das Teilchenverhältnis der Kationen und Anionen zueinander angibt.

In festem Magnesium(II)‐chlorid sind Magnesiumionen (Mg2+ ) und Chloridionen (Cl‐) im Verhältnis 1 : 2 vorhanden.

Fe2O3 = Eisen(III)‐oxid und bedeutet, dass in festem Eisen(III)‐oxid die Eisen(III)‐ionen (Fe 3+ ) und die Oxidionen (O2‐) im Verhältnis 2 : 3 vorhanden sind!

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IONENBINDUNGEinfache Ionen & Komplexionen

Komplexe Kationen H3O+ Hydronium-IonNH4+ Ammonium-Ionen

Komplexe Anionen CO32- Carbonat-IonHCO3

- Hydrogencarbonat-IonNO3

- Nitrat-IonNO2

- Nitrit-IonPO43- Phosphat-IonHPO42- Hydrogenphosphat-IonH2PO4- Dihydrogenphosphat-IonSO32- Sulfit-IonHSO3

- Hydrogensulfit-IonSO42- Sulfat-IonHSO4

- Hydrogensulfat-IonOH- Hydroxid-Ion

Einfache Kationen Na+ Ca 2+ Al 3+

Einfache Anionen Cl - O 2- N 3-

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IONENBINDUNGTypische Eigenschaften der Salze

sprödeIonengitterbei RT festhoher Fp/Kpwasserlöslich

im festen Zustand IsolatorLösung leitet Strom (Elektrolyt)

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IONENBINDUNGBeispiele

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IONENBINDUNGZusammenfassung

• Bindung zwischen Me + NiMe (großes ΔEN)• Übergang von Elektronen vom Me auf das NiMe• Kationen + Anionen (Elektroneutralität!)• Ionengitter ‐ hohe Gitterenergie!• Typische Eigenschaften von Salzen:

– Ionengitter– spröde– bei RT fest– Hoher Fp/Kp– Im festen Zustand Isolator– wasserlöslich– Lösung = Elektrolyt

• Einfache Ionen (geladene Atome)• Komplexionen (geladene Atomgruppen)• Salzformel = Verhältnisformel • Namensgebung: Zuerst Kation, dann Anion

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Cäsiumchloird

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• Bindung zwischen NiMe+NiMe

• Ausbildung gemeinsamer Elektronenpaare bindende Elektronenpaare

• Häufig Bildung von Molekülen (genau abgegrenzte chemische Einheiten aus 2 oder mehreren kovalentverbundenen NiMe‐Atomen) Molekülgitter

• Manchmal Bildung von Atomgittern (Grafit, Diamant, Quarz…)

ATOMBINDUNGElektronenpaarbindung/Kovalente Bindung/Homöopolare Bindung

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• Wichtige Begriffe: – bindende und nicht bindende Elektronenpaare

– Einfach/Mehrfachbindungen //Sigma/Pi‐Bindung

– Strukturformeln (Lewis‐Formeln)

– Polarität der Bindung

– VSEPR

– Dipol

– Hybridisierung

– Formalladungen

– Mesomerie

ATOMBINDUNG

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H. + .H H‐H H2

2 H Atome H2‐Molekül = 2 miteinander verbundene H‐Atome

Lewis‐Formel Summenformel

Bindendes Elektronenpaar

AtombindungWasserstoffmolekül

Molekülorbital

Bindendes Elektronenpaar

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Moleküle bestehen aus mindestens 2 NiMe

Mindestens 2 gleiche Elementmoleküle

Mindestens 2 verschiedene

Verbindungsmoleküle

ATOMBINDUNGMoleküle

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O: + : O O = O O2

N + N N N N2

einzelne Atome Strukturformel Summenformel

ATOMBINDUNGElementmoleküle

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• stehen in der 17. Gruppe (VII. Hauptgruppe)

• bilden Elementmoleküle

• giftig

• F‐F F2 gasf.• Cl‐Cl Cl2 gasf.• Br‐Br Br2 schwere Flkt

• I‐I I2 schwarzer Festkörper, sublimiert violett

ATOMBINDUNGElementmoleküle - Halogene

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Schwefelatome sind nicht gelb, sondern nur die Anhäufung vieler S8‐Moleküle kann gelb erscheinen

ATOMBINDUNGElementmoleküle - Schwefel

S8 ‐Molekül

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AtombindungMolekülverbindungen ‐Methan

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AtombindungMolekülverbindungen ‐Wasser

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CH4

A = 16u

bei RT gasförmig

Atombindung? FRAGE ?

H20

A = 18 u

bei RT flüssig

? Warum ist das so ?

? Beide Moleküle sind doch fast gleich groß und schwer ?

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Polarität der Bindung ‐ Dipol

Molekülgeometrie ‐ Räumlicher Bau

Atombindung! Antwort !

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• Unterschiede in der EN zwischen verschiedenen NiMe‐Atomen sind der Grund für die Bildung von polaren Atombindungen

• Dabei wird das bindende Elektronenpaar etwas stärker zum elektronegativeren Atom hingezogen

• Daraus ergibt sich eine Ladungsverschiebung im Molekül

AtombindungPolare Atombindung

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Bei geeignetem räumlichen Bau des Moleküls kann sich ein DIPOL bilden


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AtombindungPolare Atombindung ‐ Beispiele

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• H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2– reine Atombindung. Sind alle unpolar, weil es

keine Elektronegativitätsunterschied(ΔEN=0) zwischen den Atomen gibt

• H2O, NH3, SO2 …

– polare Atombindung. Elektronegativitätsunterschied zwischen den Atomen (0 < ΔEN < 1,8)

Bei Molekülen mit polarer Atombindung können sich bei geeignetem räumlichen Bau DIPOLE ausbilden!

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• VSEPR= Valence‐Shell‐Electron‐Pair‐RepulsionValenz‐Schalen‐Elektronen‐Paar‐Abstoßungs‐Modell

• Die Elektronen der Valenzschale stoßen einander ab und nehmen daher eine Anordnung im Raum ein, bei der sie möglichst weit voneinander entfernt sind

• 1957 von Gillespie und Nyholm entwickelt

• sehr anschaulich und leicht anzuwenden

AtombindungRäumlicher Bau von Molekülen ‐ VSEPR Modell

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• REGEL 1: Alle Elektronenpaare versuchen, möglichst viel Platz für sich zu beanspruchen

• REGEL 2: Nichtbindende Elektronenpaare benötigen mehr Platz als bindende

• REGEL 3: Mehrfachbindungen zählen im VSEPR‐Modellals Einfachbindungen

AtombindungVSEPR Modell ‐ Regeln

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4 bindende ElektronenpaareBindungswinkel = 109,5°

tetraedrische Struktur

AtombindungVSEPR Modell ‐ Beispiel Methan

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AtombindungVSEPR Modell ‐ Beispiel Ammoniak

3 bi + 1 nibi ElektronenpaarBindungswinkel = 107°

trigonal pyramidale Struktur 3 bindende Elektronenpaare

1 nichtbindendes Elektronenpaar

107°

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2 bi + 2 nibi ElektronenpaareBindungswinkel = 105°

gewinkelte Struktur

AtombindungVSEPR Modell ‐ Beispiel Wasser

H H

2 nichtbindende Elektronenpaare

2 bindende Elektronenpaare

105°

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2 bi Elektronenpaare Bindungswinkel = 180°

linear gestreckt


180°

AtombindungVSEPR Modell ‐ Beispiel Kohlenstoffdioxid

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AtombindungVSEPR Modell ‐ Beispiel Chlorwasserstoff

3 nichtbindende Elektronenpaare

1 bindendes Elektronenpaar

1 bi + 3 nibi Elektronenpaare Bindungswinkel = 180°linear gestreckt

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3 bi ElektronenpaareBindungswinkel = 120°

trigonal planar

AtombindungVSEPR Modell ‐ Beispiel Methanal


!!! Doppel ‐Bi = Einfach Bi !!!

120°

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PCl5

5 bi ElektronenpaareBindungswinkel = 120°/ 90°

trigonal‐ bipyramidal

AtombindungVSEPR Modell ‐ weitere Möglichkeiten

SF6

6 bi ElektronenpaareBindungswinkel = 90°

oktaedrisch

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Wechselwirkungen zwischen MolekülenNebenvalenzen

1. Zwischen polaren Molekülen– Dipol‐Dipol‐WW

– Wasserstoffbrückenbindungen• Spezialfall der Dipol‐Dipol‐WW

• wichtige Bedeutung z.B. bei Wasser, DNA, Evolution…

2. Zwischen unpolaren Molekülen– Van der Waals Kräfte

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Wechselwirkungen zwischen MolekülenNebenvalenzen

Dipol‐Dipol‐WW Wasserstoffbrückenbindungen Van der Waals‐Kräfte

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• Schmelz‐ und Siedepunkte

• Lösungsverhalten („Similia similibus solvuntur“)

• hydrophil/ hydrophob ‐ lipophil/lipophob

Beispiel: Vergleich CH4 / H20

Wechselwirkungen zwischen MolekülenNebenvalenzen und ihre Auswirkungen

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AtombindungMolekülverbindungen

• „Flüchtige Stoffe“– kleine Moleküle, geringe gegenseitige Anziehung, gasförmig, z. B.: H2, O2 ,N2 , Cl2

• „Zersetzliche Stoffe“– Grosse Moleküle, stärkere gegenseitige Anziehung, Bindungen im Molekül brechen z.T. vor Erreichen des Siedepunkts, z.B.: Zucker (Karamell)

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Atombindung Hybridorbitale ‐ Kohlenstoff

sp3-hybridisierter

Zustand

sp2-hybridisierter

Zustand

sp-hybridisierter

Zustand

(2sp3)4

4 Bindungspartner

4 σ-Bindungen

Bindungswinkel = 109,5°

tetraedrisch

3 Bindungspartner

3 σ + 1 π-Bindung

Bindungswinkel = 120°

trigonal planar

2 Bindungspartner

2 σ + 2 π-Bindungen

Bindungswinkel=180°

linear

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AtombindungEthan / sp3 ‐Hybridisierung

σ‐ Bindung (1 Überlappungsbereich!)

Freie Drehbarkeit !!!

Winkel: 109,5°tetreadrisch

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σ‐Bindung + π‐Bindung ( 2 Überlappungsbereiche!)

Keine freie Drehbarkeit !!!

AtombindungEthen / sp2‐Hybridisierung

Winkel: 120°trigonal planar

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AtombindungEthin / sp‐Hybridisierung

Winkel: 180°Linear gestreckt

σ‐Bindung + 2 π‐Bindungen (2 Überlappungsbereiche!)

Keine freie Drehbarkeit !!!

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• Mesomerie (‐griech.: in der mitte liegend).• Damit bezeichnet man eine Situation, bei der der Zustand eines Moleküls

nicht mehr durch eine einige Struktrformel exakt wiedergegeben kann. Man muss vielmehr mehrere sogenannte Grenzstrukturen formulieren, die aber jeweils nur eine theoretische Extremsituation des Moleküls darstellen. Der tatsächliche Zustand befindet sich irgendwo zwischen diesen Grenzstrukturen.

• Kennzeichen mesomerer Systeme sind Elektronen, die nicht nur zwischen 2 Atomen „eingesperrt“ sind, sondern über mehrere Atome hinweg „verteilt“ wandern können. Diese Elektronen bezeichnet man als delokalisierte Elektronen

AtombindungMesomerie

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AtombindungMesomerie ‐Benzen

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AtombindungMesomerie ‐Benzen

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Salpetersäure

Schwefeltrioxid

Ozon

Nitromethan

AtombindungMesomerie ‐ Beispiele

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sp3

ATOMBINDUNGAtomgitter

Diamant sp2Graphit

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ATOMBINDUNGAtomgitter ‐ Diamant

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ATOMBINDUNGAtomgitter ‐ Graphit

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ATOMBINDUNGAtomgitter ‐ Diamant & Graphit

Diamant Graphit

Struktur: AtomgitterAtomgitter, locker

zusammenhaltende Schichten

Dichte: 3,5 g/cm³ 2,3 g/cm³

Farbe: farblos schwarz‐grau

Elektrische Leitfähigkeit: leitet kein Stromleitet Strom

delokalisierte Elektronen

Brennbarkeit: nicht brennbar, wandelt sich bei 3700°C in Graphit um

schwer brennbar

Härte: sehr hart sehr weich

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AtombindungZusammenfassung

• „Flüchtige Stoffe“– kleine Moleküle, geringe gegenseitige Anziehung, gasförmig, z. B.: H2, O2 ,N2 , Cl2

• „Zersetzliche Stoffe“– Grosse Moleküle, stärkere gegenseitige Anziehung, Bindungen im Molekül brechen z.T. vor Erreichen des Siedepunkts, z.B.: Zucker (Karamell)

• „Harte Stoffe“– Atomgitter

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ATOMBINDUNGElementmoleküle

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ATOMBINDUNGWasserstoffverbindungen

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ATOMBINDUNGNichtmetall‐Oxide

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ATOMBINDUNGSauerstoffsäuren

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Metallbindung

Bindung zwischen Metallatomen

Metalle haben ganz spezielle Eigenschaften

Diese Eigenschaften sind auf den speziellen Aufbau der Metall zurückzuführen

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‐ gute elektrische Leiter‐ gute Wärmeleiter‐ verformbar‐ Glanz‐ geringe EN‐ kleine Ionisierungsenergie‐ große Elektronenaffinität‐ geringe Anzahl an Valenzelektronen‐ bilden Legierungen (Mischungen)

MetallbindungEigenschaften der Metalle

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Metallatome lagern sich ganz dicht zusammen (dichteste Kugelpackung). Dabei belegen die positiven Atomrümpfe (= Atom ohne Valenzschale) die Gitterplätze

Die Valenzelektronen aller Me‐Atome bilden ein gemeinsames, über alle Atome ausgedehntes Orbital, in dem sie sich frei bewegen können („Elektronengas“ = Summe aller Außenelektronen; vgl. Mesomerie!)

Das „Elektronengas“ hält die positiven Atomrümpfe zusammen

Metallbindung

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MetallbindungLithium

MedUni T2 MIT - bglerchenfeld.at · Metallbindung Atombindung METALLE SALZE flüchtig zersetzlich diamantartig Kleine Moleküle Molekülgitter Atome Atomgitter Grosse Moleküle Molekülgitter

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