Starke chemische Wechselwirkungen zwischen Atomen: chemische Bindungs Typen Atomen: chemische Bindungs-Typen Definition: ”Eine chemische Bindung entsteht dann, wenn die Gesamtenergie der Eine chemische Bindung entsteht dann, wenn die Gesamtenergie der gebundenen Atome niedriger ist als die der einzelnen ungebundenen Atome.“ Atombindung (kovalente Bindung, Elektronenpaarbindung) 56 Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
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Starke chemische Wechselwirkungen zwischen Atomen ...ffffffff-cd3d-44ca-ffff-ffffd49e09... · (kovalente Bindung, Elektronenpaarbindung) Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R.
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Starke chemische Wechselwirkungen zwischen Atomen: chemische Bindungs TypenAtomen: chemische Bindungs-Typen
Definition:”Eine chemische Bindung entsteht dann, wenn die Gesamtenergie derEine chemische Bindung entsteht dann, wenn die Gesamtenergie der
gebundenen Atome niedriger ist als dieder einzelnen ungebundenen Atome.“
Formalladung: Formalladungen werden mit oder bezeichnet
Mesomerie (Resonanz):Beschreibung des elektronischen Zustands durch Verschiebung vonBeschreibung des elektronischen Zustands durch Verschiebung von
Elektronenpaaren mit mehreren (oft gleichwertigen) ValenzstrichformelnValenzstrichformeln.
59Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Mesomere Grenzstrukturen
O
O
O
O
OOzon
OO O OO
Behelfsmässige/anschauliche Beschreibung des wirklichen l k i h Z delektronischen Zustands
Mesomerie zeigt eine alternative (delokalisierte) Mesomerie zeigt eine alternative (delokalisierte) Elektronenverteilung
Mesomere Grenzformen werden durch einen Doppelpfeil getrennt
60Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Ausnahmen zur Oktettregell k l bi d d hElektronenmangelverbindungen durch
Unterschreitung des Oktetts:
Tritt bei Atomen mit einer geringen Zahl l l k fan Valenzelektronen auf.
Fz.B. Elektronensextettin BF3 (→ Lewis-Säure)
F
BB
F F
61Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Ausnahmen zur OktettregelEine über das Oktett hinaus aufgeweitete
Valenzschale = Hypervalenz.
Tritt bei grösseren Atomen ab der dritten Periode auf.
Fz B Elektronendezett
F
Fz.B. Elektronendezettin PF5
F P
F
F62Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Die polarisierte Atombindung und die Elektronegativität von AtomenElektronegativität von Atomen
In Atombindungen zwischen gleichen Atomen besteht eine gleichförmige Verteilung der Elektronen.
Darstellung der Elektronenverteilung im H Molekül (H H)Darstellung der Elektronenverteilung im H2-Molekül (H-H)
63Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Atombindungen mit ungleichen BindungspartnernIn Atombindungen mit ungleichen Bindungspartnern ist die Elektronenverteilung mit ihrem Schwerpunkt verschoben:
Man nennt die Bindung polarisiert.
Beispiel:
Im HCl-Molekül ist die Elektronendichtedie Elektronendichte
zum Cl-Atom hin verschoben
64Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Polarisierte Atombindungeng
+ + + +- - - -
Die Richtung der Polarisierung lässt sich durch Partialladungen (, ) angeben.
P ti ll d i d b G ö dPartialladungen sind messbare Grössen und verursachen die Polarität von Molekülen.
Das Ausmass der Polarisierung von Elektronenpaarbindungen ist bestimmt durch die Elektronegativität der Bindungspartner.g g
65Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Bindungspolarität und das Di l t M l külDipolmoment von Molekülen
Viele Moleküle besitzen aufgrund von Bindungspolaritäten ein g g pelektrisches Dipolmoment.
Das Dipolmoment von Wasser (H2O) und Ammoniak (NH3) beruhtDas Dipolmoment von Wasser (H2O) und Ammoniak (NH3) beruhtauf den O-H- bzw. N-H-Bindungspolaritäten:
O N HO
H H
N
H H
H
105° 107°107
Die einzelnen Bindungspolaritäten addieren sich gewinkelt pyramidal
g pvektoriell zum Dipolmoment.
66Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Effekt eines elektrostatischen Feldes auf die Orientierung von Molekülen mit DipolmomentOrientierung von Molekülen mit Dipolmoment
ohne Feld mit FeldMoleküle mit Dipolmoment (polare Moleküle) richten sich imMoleküle mit Dipolmoment (polare Moleküle) richten sich im
elektrischen Feld aus.67Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
ElektronegativitätDie Elektronegativität eines Atoms beschreibt das VermögenDie Elektronegativität eines Atoms beschreibt das Vermögen,
Bindungselektronenpaare an sich zu ziehen. Relative Elektronegativitäten der Hauptgruppenelemente:g p g pp
Elektronegativitätsskala von L. Pauling (Werte von 0.8 bis 4.0)H He 2.2 –
Li1 0
Be1 6
B 2 0
C 2 6
N 3 0
O 3 4
F 4 0
Ne 1.0 1.6 2.0 2.6 3.0 3.4 4.0 –
Na 0.9
Mg 1.3
Al 1.6
Si 1.9
P 2.2
S 2.6
Cl 3.2
Ar –
K0.8
Ca 1.0
Ga 1.8
Ge 2.0
As 2.2
Se 2.6
Br 3.0
Kr –
Rb 0.8
Sr0.9
In 1.8
Sn 2.0
Sb 2.1
Te 2.1
I 2.7
Xe –
Cs 0.8
Ba 0.9
Tl 2.0
Pb 2.3
Bi 2.0
Po 2.0
At 2.2
Rn –
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Trends der Elektronegativität i H t d PSEin Hauptgruppen des PSE
69Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Trends der Elektronegativität im PSE
70Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Die Elektronegativitätsdifferenz von Bi d t d ih h ik li h F l
Verbindung Dipolmoment Bindungsenergie Elektronegativitäts-
Bindungspartnern und ihre physikalischen Folgen
Verbindung Dipolmoment1030/C.m]
Bindungsenergie[kJ mol-1]
Elektronegativitäts-differenz
HF 6.38 565 1.8
HCl 3.44 431 1.0
HBr 2.60 364 0.8
HI 1.27 297 0.5
71Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Der Übergang von kovalenter Bindung zur IonenbindungIonenbindung
100%
Ionenbindung
Ionen-
bindung
arak
ter
polare kovalente
verzerrte Ionen
cher
Cha
Bindung
polarisiertekovalente Bindung
Ioni
sc
0%0 1 2 3
kovalente Bindung
g
Elektronegativitätsdifferenz
0kovalente Bindung
72Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Die Struktur von MolekülenValenzbindungstheorie und HybridisierungValenzbindungstheorie und Hybridisierung
ValenzbindungstheorieDie Atombindung kommt durch Wechselwirkung von Orbitalen,
d.h. durch deren Überlappung zustande.
Die Bildung des
e/kJ mol
‐1
H2 Moleküls
Energie
Bindungsdistanz
Bindungsenergie
Distanz zwischen H-Atomen
r
73Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Die -Bindung des H2-Moleküls
Durchdringung der Orbitale führtzur ”Resonanz“, verbunden mitH H Energiegewinn bei Bindung.Im Gegensatz zum
H H
z Valenzstrichmodell bilanziert die Valenzbindungstheorie nicht allein Valenzelektronen sondernH
z
Valenzelektronen, sondern berücksichtigt auch die Ausrichtung, d.h. die Geometrie der Orbitale für
H2
optimale Überlappung.Die Vorhersage räumlicher
z
Atomanordnungen in Molekülen wird dadurch möglich-Bindung von H2 dargestellt
als Elektronenwolke vonals Elektronenwolke von zylindrischer Symmetrie
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Die -Bindung des H2-Moleküls
Energiegewinn durch Bindungdurch Bindung
75Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Überlappung von p und s Orbital
Beispiel: -Bindung von HF
Valenzelektronen von HF
-Bindung aus 2p und 1s Orbital
Die Orbitale überlappen und bilden eine Elektronenwolke von zylindrischer Symmetrie.
76Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Das H2O-Molekül mit Überlappung von2p und 1s Orbitalen2p- und 1s-Orbitalen
Valenzelektronen
Bildung zweier σ(O H) Bindungen durchBildung zweier σ(O-H)-Bindungen durch Paarung von Elektronen und Überlappung der Orbitale.der Orbitale. Bindungswinkel hier formal 90°, der experimentell ermittelte Wert ist 104.5°
77Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Doppel und Dreifachbindung (π-Bindungen)(π Bindungen)
Beispiel: N2, NN Elektronenkonfiguration
B fi d i h i El kBefinden sich zwei ungepaarte Elektronen in benachbarten p-Orbitalen, die seitlich parallel zueinander stehenseitlich parallel zueinander stehen, können sich die Elektronen paaren, und die Orbitale überlappen zu einer ppπ -Bindung mit zwei Orbitallappen .
78Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Das N2-MolekülDi l kt i h St kt d N M l kül
(2p 2p )
Die elektronische Struktur des N2-Moleküls:
x2p
(2p , 2p )
y yx
x x(2p , 2p )
z2p
2
zzz
y
2p
N
z
z
y
yNz
(2p , 2p )z zN
Bildung von zwei -Bindungen aus der seitlichen Überlappung von px- oder py-Orbitalen.
Di b id At i d d h i Bi d dDie beiden Atome sind durch eine -Bindung und zwei -Bindungen gebunden.
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HybridisierungBeispiel: Kohlenstoffatom
2p
sp 3
2s
spsp sp
2
Grund-zustand
angeregterZustand
sp3-Hybri-disierung
sp2-Hybri-disierung
sp-Hybri-disierung
Als Hybridisierung bezeichnet man den Vorgang der „Mischung“ von Orbitalen mit verschiedenen Nebenquantenzahlen.
Die hybridisierten Orbitale sind energiegleichDie hybridisierten Orbitale sind energiegleich. Sie erhalten durch Hybridisierung neue Formen.
80Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
sp3 Hybridisierung des Kohlenstoffs:sp Hybridisierung des Kohlenstoffs:Modellvorstellung
81Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Form der Kohlenstoff-Hybride
sp :3 :sp : trigonalsp: linear tetraedrisch2
sp :sp : trigonalsp: linear tetraedrisch
82Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
sp3 Hybridisierung des Kohlenstoffs:p y gTetraedrische Geometrie
Die Vierbindigkeit des Kohlenstoffs ist die Grundlage zur Chemie des Lebens.
83Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Hybridisierungen unter Einbezug von d-Orbitalen
Beispiel: Phosphoratom
84Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
85Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Weitere Beispiele zur HybridisierungM hMethan Ethen CH2=CH2
Bindungen in Ethen: an jedem C-Atom 3 s-Bindungen(2 C-H und eine C-C). Das nicht-hybridisierte p-Orbital überlappt seitlich mitüberlappt seitlich mit demjenigen des benachbarten C-Atoms: Bildung einer p-Bindung.
86Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Verteilung der Elektronendichtein den π-Bindungen des Ethens
87Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Bindungslänge und BindungsenergieD h i At bi d d i At f i b ti t Ab t dDurch eine Atombindung werden zwei Atome auf einen bestimmten Abstand zu einander gehalten: Gleichgewichtsabstand zwischen Abstossung durch die positiv geladenen Kernrümpfe und der Anziehung durch Ausbildung der Atombindung. Den mittleren Abstand bezeichnet man als Bindungslänge.Zur Spaltung einer Atombindung muss die Bindungsenergie zugeführt werden.
H (W t ff) H H 0 074 436 kJ/ l
Molekül Bindungslänge [nm] Bindungsenergie
H2 (Wasserstoff) H-H 0.074 436 kJ/mol
H O (W ) O H 0 096 463 kJ/ lH2O (Wasser) O-H 0.096 463 kJ/mol
NH3 (Ammoniak) N-H 0.100 391 kJ/mol
CH4 (Methan) C-H 0.107 413 kJ/mol
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Die ionische BindungAl I bi d b i h t di ( l kt t ti h ) A i hAls Ionenbindung bezeichnet man die (elektrostatische) Anziehung zwischen gegensätzlichen Ladungen von Anionen und Kationen.
Die Bildung eines Ionenpaares am Beispiel Kaliumchlorid:
(1) Bildung von 1 mol Kalium- und Chloridionen im Gaszustand
D idi i l St kt iti l d At ü f Dreidimensionale Struktur aus positiv geladenen Atomrümpfen Valenzelektronen sind delokalisiert (nicht an ein bestimmtes Atom
gebunden) und daher frei beweglich: „Elektronengas“g ) g g Dies bewirkt elektrische Leitfähigkeit, Wärmeleitfähigkeit und Glanz Die Anziehungskräfte zwischen Atomrümpfen und delokalisierten
V l l k bild di lli h Bi d
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Valenzelektronen bilden die metallische Bindung
Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Materie - Stoffe und Stoffgemische - VerbindungenM t i i t ll R b ht d M b it t dMaterie ist alles was Raum beansprucht und Masse besitzt und
besteht in der Regel aus unterschiedlichen Stoffen.
Stoffe können reine Stoffe sein oder Stoffgemische:
Ein Stoff ist durch bestimmte physikalische und chemische Eigenschaften charakterisiert (makroskopische Eigenschaften),einzelne Atome oder Moleküle durch die mikroskopischen Ei h ftEigenschaften.
Reine Stoffe sind Elemente oder Verbindungen, wobei Elemente aus i A d V bi d i M l kül b heiner Atomsorte und Verbindungen aus einer Molekülsorte bestehen.
Ein homogenes Gemisch ist ein mikroskopisch einheitliches i h i ffGemisch reiner Stoffe.
Eine abgegrenzte Menge eines homogenen Stoffes nennt man Phase.
Heterogene Stoffgemische bestehen makroskopisch erkennbar aus mehreren Phasen.
95Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Materie ist aus verschiedenen Stoffen aufgebaut:Materie ist aus verschiedenen Stoffen aufgebaut:
* = Trennung mit physikalischen Methoden Trennung mit physikalischen Methoden** = Umwandlung mit chemischen Methoden
96Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
AggregatszuständeA t tä d i d di E h i f M t iAggregatszustände sind die Erscheinungsformen von Materie
fest (s) (solid)
flüssig (l) (liquid)
gasförmig (g) (gaseous)gasförmig (g) (gaseous)
gasförmig (g) flüssig (l) fest (s)Ekin :
Ordnung: nimmt ab
nimmt abgasförmig (g) flüssig (l) fest (s)
O d u g ab
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Feste StoffeFeste Stoffe haben definierte Formen und Volumen.
Mikroskopisch sind sie der kompakteste Zustand mit der grösstenMikroskopisch sind sie der kompakteste Zustand mit der grössten Ordnung und der geringsten Bewegungsenergie der Teilchen (Ekin).
Vi Kl
- Metalle bestehen aus Kationen von Elektronengas umgeben
Vier Klassen:
g g
- Ionische Festkörper bestehen aus Kationen und Anionen
V t t F tkö b t h At di d h- Vernetzte Festkörper bestehen aus Atomen, die durch Atombindungen unendlich verknüpft sind
M l k l F kö b h i d- Molekulare Festkörper bestehen aus meist geordneten Ansammlungen einzelner Moleküle
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Metalle Elemente der 1. und 2. schmiedbar, duktil, glänzend, Hauptgruppe, Übergangsmetalle
leiten elektrischen Strom und Wärme gut
ionischeFestkörper
NaCl, KNO3, CuSO4·5H2O
hart, starr, spröde, hohe Schmelz-und Siedepunkte, in Wasser lösliche Verbindungen leiten inlösliche Verbindungen, leiten in Lösung den elektrischen Strom
vernetzte B C schwarzer hart starr spröde sehr hohevernetzte Festkörper
B, C, schwarzer Phosphor, BN, SiO2
hart, starr, spröde, sehr hohe Schmelz- und Siedepunkte, in Wasser unlöslich
molekulare Festkörper
BeCl2, S8, P4, I2, Eis, Glucose, Naphthalin
reaktiv, niedrige Schmelz- und Siedepunkte, im reinen Zustand p p pspröde
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Dichteste Kugelpackungen der Metalle
Schichtfolge:Schichtfolge:AB
Schichtfolgen: ABC ABA 100Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
im statistischen Mittel eine ungefähr gleicheLage der nächsten Nachbarn (Nahordnung)Lage der nächsten Nachbarn (Nahordnung)
auf grössere Distanz keine Regelmässigkeiten (keine Fernordnung)(keine Fernordnung)
zwischenmolekulare Kräfte
108Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Flüssigkeiten besitzen im Gegensatz zu (idealen) G i h l k l K äftGasen zwischenmolekulare Kräfte
Art und Stärke der Kräfte bestimmen die folgendenEigenschaften einer Flüssigkeit:
Schmelzpunkt, Siedepunkt, Dampfdruck, p , p , p ,Oberflächenspannung und Zähigkeit (Viskosität).
109Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Typen zwischenmolekularer Anziehungskräfte: Flüssigkeiten und molekulare FestkörperFlüssigkeiten und molekulare Festkörper
Zwischenmolekulare Anziehungskräfte sind schwächer als die Kräfte d At bi d d t lli h Bi d d d I bi dder Atombindung, der metallischen Bindung oder der Ionenbindung
• Dipol-Dipol-Kräfte sind elektrostatische Kräfte zwischenp pausgerichteten Dipolen
Orientierung von polaren Molekülen
110Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
London- oder Dispersionskräfte(van der Waals-Kräfte)
Fluktuierende momentane Dipole (hervorgerufen durch Bewegung der Elektronen) induzieren ausgerichtete Dipole
(van der Waals Kräfte)
Bewegung der Elektronen) induzieren ausgerichtete Dipole in benachbarten Atomen und Molekülen.
M fl k i d Di l b hb T il hMomentane, fluktuierende Dipole benachbarter Teilchen
111Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
WasserstoffbrückenbindungDas Wasserstoffatom eines Moleküls mit positiver Partialladung undDas Wasserstoffatom eines Moleküls mit positiver Partialladung und
ein einsames Elektronenpaar am elektronegativen Atom eines benachbarten Moleküls ziehen sich gegenseitig an benachbarten Moleküls ziehen sich gegenseitig an
(überwiegend elektrostatische Kräfte) und bilden eine Wasserstoffbrücke:
H · · · ·Prinzip: Protonendonator Protonenacceptor
Assoziation von
+ +
--Wassermolekülen aufgrund vonW t ffb ü kWasserstoffbrücken-bindungen durch (---) gekennzeichnet( ) gekennzeichnet
Die WasserstoffbrückenbindungZ h d Bi d ä k d W ffb ü kZunahme der Bindungsstärke der Wasserstoffbrücken
N–H...N < O–H...O < F–H...F
Siedepunkte der Wasserstoff-Verbindungen von Elementen der 14., 15., 16. und 17. Hauptgruppe
114Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
T d W h l t i h E i * h l i k d T il h
Überblick über die Stärke der einzelnen Kräfte
I I 250 i h I
Typ der Wechsel-wirkung
typische Energie,* kJ mol-1
wechselwirkende Teilchen
Ion-Ion 250 nur zwischen Ionen
Ion-Dipol 15 Ionen und polare Molekülep p
Dipol-Dipol 2 zwischen ruhenden polaren MolekülenMolekülen
0.3 zwischen rotierenden polarenMolekülenMolekülen
Londonsche Di i k äft
2 zwischen allen Arten von M l külDispersionskräfte Molekülen
Wasserstoffbrücken 20 zwischen N, O, F: di B ü k i i H Adie Brücke ist ein H-Atom
*Die typischen Wechselwirkungsenergien beziehen sich auf einen Abstand von 500 pm 115
Gase Im idealen Gas haben Atome und Moleküle
keine Wechselwirkungskräfte untereinander!
Gase breiten sich im Raum ungehindert aus. In abgeschlossenen Systemen (charakterisiert durch ihr Volumen) übt d G i D k f di (G fä )Wä ddas Gas einen Druck auf die (Gefäss-)Wände aus.
Die Gasatome oder -moleküle haben eine mittlere Geschwindigkeit
v2 ~T/m
Mit zunehmender Mit zunehmender
Geschwindigkeit (Temperatur)
wächst der Druck
116Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Das allgemeine Gasgesetz für ideale Gase
p = Druck (in Pa = Nm-2)V = Volumen (in m3)p . V = n . R . T ( )n = Stoffmenge (in mol)R = allgemeine Gaskonstante (8.31 J mol-1K-1)
p . V = n . R . T
T = Temperatur (in K)
Weitere gebräuchliche Einheiten für Druck (nicht SI):Weitere gebräuchliche Einheiten für Druck (nicht-SI):