Chemische Bindung

Chemische Bindung
•
Ionenbindung (heteropolare Bindung)
•
kovalente Bindung
•
van-der-Waals-Bindung
•
Metallbindung
1
Was sind Ionen?
•
Ein Ion besteht aus einem oder mehreren Atomen und hat
elektrische Ladung
Kationen (positiv)
mehratomig
einatomig
Na+ Mg2+ Al3+
•
NH4+ H3O+
Anionen (negativ)
mehratomig
einatomig
Cl- O2- N3-
OH- SO42- ClO3-
Metallatome bilden Kationen, Nichtmetallatome bilden Anionen
Nur die Außenelektronen (= Gruppennummer) sind an chem. Reaktion beteiligt
2
Bildung von Ionen aus Atomen
•
Kationen entstehen durch Abgabe, Anionen durch Aufnahme von
Elektronen.
NaCl
Na2O
•
Dadurch wird eine vollständig gefüllte Außenschale
(Edelgaskonfiguration) erreicht.
isoelektronisch mit
Neon
Argon
Neon
3
Ionenkristalle (Salze)
•
bestehen aus vielen Kationen und Anionen, die
durch elektrostatische Anziehungskraft (F)
zusammengehalten werden
F∼
(zAnione x zKatione)
r2
z…Anzahl
e…Elementarladung
r…Abstand
•
Formel gibt das einfachste Zahlenverhältnis von
Kationen und Anionen an (Elektroneutralität!)
NaCl Na2O AlCl3
•
Näherungsweise als Packung starrer
Kugeln aufzufassen
•
Anionen sind von Kationen umgeben und
umgekehrt (Anziehung maximal,
Abstoßung minimal)
4
Gitterenergie und Ionenradien
Gitterenergie wird hauptsächlich durch die Anziehung zwischen Anionen und
Kationen bestimmt. Kleine Ionen mit hoher Ladung bilden sehr stabile
Ionenkristalle.
5
Ionenradien
•
•
•
rAtom > rKation < rAnion
rAnion > rAtom
Radius von Kationen und Anionen wächst mit steigender
Ordnungszahl in der Gruppe
Radius von Kationen (Anionen) sinkt (steigt) mit steigendem Betrag
der Ladung
6
Eigenschaften von Ionenkristallen
•
Festkörper mit hohen Schmelzpunkten und großer Härte
(geringe Kompressibilität)
•
geringe Ionenbeweglichkeit im festen Zustand
•
geringe elektrische Leitfähigkeit im festen Zustand
•
löslich in polaren Lösungsmitteln (H2O, NH3) wegen Solvatation
der Ionen
•
Lösungen und Schmelzen sind elektrisch leitfähig (Ionenleiter)
7
Koordinationszahlen
•
Koordinationszahl = Zahl der nächsten Nachbarn um ein Ion
(Gegenionen)
r
/r
Kation Anion
0,2 – 0,4
0,4 – 0,7
0,7 – 1
In Ionenkristallen wirken ungerichtete Kräfte. Es bilden sich Kation/AnionAnordnungen höchster Symmetrie.
8
Strukturen von Ionenkristallen – AB
9
Strukturen von Ionenkristallen – AB2 und A2B3
AB2
Cristobalit-Typ (SiO2)
KZ(Si) = 4 (Tetraeder)
KZ(O) = 2 (linear)
A2B3
Korund-Typ (Al2O3)
KZ(Al) = 6 (Oktaeder)
KZ(O) = 4 (Tetraeder)
auch gebildet von Cr2O3, α-Fe2O3 u. a.
10
Bildung von Ionen – Lohnt sich das?
11
Gitterenergie – Berechnung nach dem Born-Haber-Kreisprozeß
5 ΔBH0
2 ½ ΔDH0
1 ΔsubH0
6
3 ΔEaH0
Δ GH0
4 Δ IH0
ΔSubH0 + ½ ΔDH0 + ΔIH0 + ΔEaH0 + ΔGH0 = ΔBH0
ΔGH0 = ΔBH0 - ΔSubH0 - ½ ΔDH0 - ΔIH0 - ΔEaH0 = -768 kJ/mol
12
Kovalente (homopolare) Bindung,
Atombindung
13
Konzepte der kovalenten Bindung – VB-Theorie
Valenzbindungs (VB) -Theorie
•
•
Überlappung von Atomorbitalen (AO) der an der Bindung beteiligten
Atome, die jeweils 1 Elektron enthalten
Das entstehende Bindungselektronenpaar gehört zu beiden Atomen und
hält sich zwischen den Kernen auf
14
Vergleich von Helium und Wasserstoff
yH
yH
r=∞
15
VB-Theorie: Formelschreibweise nach LEWIS
•
•
•
typisch für Bindungen zwischen Nichtmetallen
Elektronenpaarbindung: 1 Elektronenpaar gehört 2 Bindungspartnern
dadurch wird eine vollbesetzte Achterschale erreicht (Oktettregel, gültig
für alle Hauptgruppenelemente)
Homoatomare Moleküle
H yy H
yy
yy
y
y
yy
y
y
yy
yy
F
yy
O
yy
y
y
F
yy
yy
yy
O
yy
yy
N yy
N yy
yy
H⎯H
⎯
BindungsΔHB
[kJ/mol] länge [nm]
⎯
|F ⎯ F|
⎯ ⎯
⎯⎯ ⎯
O⎯⎯
O
⎯
138
0,14
494
0,12
⎯
|N ⎯
⎯ N|
942
0,11
unpolare Bindung
E-Paare zu gleichen Teilen
beansprucht
Heteroatomare Moleküle
⎯
H ⎯ F|
⎯
polare Bindung
E-Paare stärker vom Partner
mit der höheren
Elektronegativität beansprucht
16
Elektronenkonfiguration und Bindigkeit in der 2. Periode
Grundzustand
angeregter Zustand
2p
2s
2p
2s
1
2
3
(
2
(
( ( Ne (
( ( (
B
(
C
(
N
(
O
(
( F
3
6
BF3, B2H6
4
8
CH4
3
8
NH3
(
( 2
8
NH2-, H2O
1
(
( ( 1
8
HF, OH-
0
(
( ( (
0
(8)
Bindigkeit
Bindigkeit
Atome der 2. Periode können maximal 4 kovalente
Bindungen bilden, da nur 4 Bindungsorbitale zur Verfügung
stehen
-
Außenelektronen im
Bindungszustand
17
Dative (koordinative) Bindung
Moleküls
19
Elektronenkonfiguration und Bindigkeit in der 3. Periode
Elemente der 3. Periode können mehr als 4 kovalente Bindungen bilden.
Entkopplung von Elektronenpaaren und Promotion in freie d-Orbitale möglich
„ Oktetterweiterung
20
Überlappung von Atomorbitalen: σ - Bindung
•
LEWIS-Formeln geben keine Auskunft über den räumlichen Bau von
Molekülen
Beispiel: CH4
H
H
H
C
H
C
H
C
H
H
Quadrat ?
•
H
(
Tetraeder ?
2pz
2py
2s
2p
2s
angeregter
Zustand
H
H
2p
2s
C
H
H
Pyramide ?
Man muß die an der Bindung
beteiligten Orbitale betrachten!
1s
H
2px
Die 4 C-H-Bindungen sollten nicht gleich
sein. (Sind sie aber !!)
21
Hybridisierung am Beispiel von CH4 (Methan) – sp3
Grundzustand
2s
C
(
angeregter Zustand
2px 2py 2pz
2s
2px 2py 2pz
1s
H
Hybridisierung
C stellt verschiedene
Orbitale (s und p) für 4
Bindungen zu s-Orbitalen
von H
Mischung von einem 2s und drei 2p-Orbitalen zu 4 gleichen
sp3-Hybridorbitalen des Kohlenstoffs ermöglicht 4 äquivalente
C – H – Bindungen, die in die Ecken eines Tetraeders weisen
+ 4 H (1s)
AO´s des
Kohlenstoffs
sp3 –Hybridorbitale
des Kohlenstoffs
Bindung zu vier 1sOrbitalen von 4 H
22
Konzept der Hybridisierung
•
Die Hybridisierung ist ein theoretisches Konzept, bei dem
unterschiedliche Atomorbitale zu Hybridorbitalen gleicher Energie
und Form „gemischt“ werden, um sie für die chemische Bindung
„passfähig“ zu machen
•
Das Konzept der Hybridisierung ist zur Erklärung der räumlichen
Struktur von Molekülen notwendig.
•
Der Hybridzustand ist in einem isolierten Atom nicht tatsächlich
herstellbar und auch nicht zu messen
•
Die Anzahl der Hybridorbitale ist gleich der Anzahl der Atomorbitale,
die an ihrer Bildung mitwirken.
•
Es kombinieren nur Atomorbitale ähnlicher Energie zu
Hybridorbitalen, z. B. 2s – 2p, 3s – 3p – 3d, 3d – 4s – 4p
23
sp2 und sp Hybridorbitale
(
3s
( ( Cl
3px 3py 3pz
zwei sp-Hybridorbitale von Beryllium überlappen mit
je einem 3pz-Orbital von zwei Chloratomen
BeCl2 (im gasförmigen Zustand linear)
drei sp2 – Hybridorbitale von Bor überlappen mit
je einem 3pz-Orbital von drei Chloratomen
BCl3 trigonal planar
24
Hybridorbitale unter Beteiligung von d-Orbitalen
wichtig für die Oktetterweiterung bei Elementen der 3. Periode
S
(
( 25
Überlappung von Atomorbitalen: π - Bindung
Beispiel:
|N ≡ N|
•
Bildung von 2 spHybridorbitalen für
jedes N (eines enthält
das einsame
Elektronenpaar)
•
eine sp – sp - σ Bindung entlang der xAchse
•
je eine p – p - π Bindung in der xy- und
in der xz-Ebene
26
Wichtige Regeln
•
Einfachbindungen sind immer σ-Bindungen
•
Doppelbindung bestehen aus einer σ- und einer π-Bindung
•
Dreifachbindungen bestehen aus einer σ- und zwei π-Bindungen
•
(p-p)π-Bindungen treten bevorzugt bei Elemente der 2. Periode (C,
N, O) auf.
Bindungsenergien:
Einfachbindung: 140 – 595 kJ/mol
Doppelbindung: 420 – 710 kJ/mol
Dreifachbindung: 810 – 1080 kJ/mol
28
Die Polarität der Bindung
•
in Salzen aus Metallen mit niedriger
Ionisierungsenergie und Nichtmetallen mit hoher
Elektronegativität (z. B. KCl, CsF)
•
Salze aus kleinen Kationen und großen, leicht
polarisierbaren Anionen, z. B. LiI,
•
kovalenter Charakter nimm zu mit zunehmender
Kernladung und abnehmender Größe der
Kationen (KCl < CaCl2 <ScCl3 < TiCl4)
Ionenbindung
•
polare Atombindung
nur in Elementen (H2, F2, O2 etc.)
30
Polare Atombindungen
Die Grenzen sind fließend
OF2
NF3
CF4
Aus der Elektronegativitätsdifferenz der Bindungspartner kann man die Polarität
einer Bindung abschätzen
31
Schwache Bindungskräfte
34
Van der Waals-Wechselwirkungen
•
kommen durch Anziehung zwischen Dipolen zustande
Wechselwirkungsenergie 2 – 25 kJ/mol
z. B. in flüssigen
Edelgasen
z. B. Edelgase in
Wasser
z. B. in Wasser
35
Die Wasserstoffbrückenbindung
•
in Wasserstoffverbindungen elektronegativer Elemente
Bindungsenergie < 40 kJ/mol
36
Metallbindung
37
Ionenkristalle versus Metalle
Metalle: Packung positiver Atomrümpfe + frei bewegliches „Elektronengas“
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
Salze: Kugelpackung von Kationen und Anionen
Metalle sind verformbar (duktil), Salze sind spröde
38