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4. Chemische Bindungen (Pi VL3/VL4/VL6, Se6/Se7) Flashcards

1
Q

Koordinationszahl

A

Anzahl der nächsten Nachbarn eines Ions in einem Ionenkristall

zB NaCl: KZ = 6

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Q

Gitterparameter

A

a = (r_k + r_a)*2

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3
Q

Gitterenergie

A

Δ_Gitt

Energie das frei wird beim Zusammenfügen von positiven und negativen Anionen zu einem Kristall.

Beim Ionenkristall-Aufbau wird Energie immer freigesetzt –> Deswegen ist Δ_Gitt immer negative

–> Energie die aufgebracht werden muss, um Gitter wieder zu zerstören

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4
Q

Gitterenergie - welche Faktoren?

A

hängt meistens von 2 Faktoren ab:

  • Ladung der Ionen: je höher die Ladung, desto größer der Betrag des Δ_Gitt —> direkt proportional
  • Größe der Ionen: je größer die Summe aus Ionenradien, desto kleiner wird die Gitterenthalpie —> indirekt proportional
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5
Q

Ionen von Nebengruppenelementen - Besonderheiten?

A
  • äußerste Schale besteht aus s-Unterschale und d-Unterschale
  • bei Kationbildung werden zuerst s-Elektronen abgegeben
  • darüber hinaus können innere Elektronen aus der höchsten besetzten d-Unterschale abgegeben werden

–> Nebengruppenelementen können mehrere verschiedene Ionen bilden

zB:
Titan: 2+, 4+, 3+
Eisen: 2+, 3+
Kupfer: 1+, 2+

(cf Hauptgruppenelementen - meist nur 1 Ion)

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6
Q

Ionen in Ionenkristallen verhalten sich wie

A

starre Kugeln.

Kationen und Anionen nähern sich nur bis bestimmte Entfernung an, weil es nicht nur Anziehung sondern auch Abstoßungskräfte gibt

r_0 = r_k + r_a –> Gleichgewichtszustamnd

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7
Q

Ionenradius Referenz

A

r_O2- = 140 pm (Pauling)

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8
Q

Ionenradien innerhalb einer Gruppe

A

Radien nehmen mit steigender Ordnungszahl zu

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9
Q

Isoelektronische Ionen

A

= Ionen mit gleiche Elektronenkonfiguration

Radien nehmen mit steigender Ordnungszahl ab

zB [Ne]: O2- > F- > Na+ > MG2+ > Al3+

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10
Q

Ionenradien bei gleichem Element - mehrere positive Ionen

A

Radius nimmt mit zunehmender Ladung ab

zB
Fe2+: 78
Fe3+ 65

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11
Q

Radienquotientenregel

A

empirische Regel

Die Koordinationszahl eines Kations hängt vom Radienquotienten r(k)/r(a) ab.

mit abnehmender Verhältnis r(k)/r(a) wird maximal mögliche Zahl der Anionen die mit den Kationen in Berührung stehen kleiner.

r(k)/r(a) KZ Structure Type
> 0,732 8, cube CsCl
0,414 - 0,732 6, octa NaCl
< 0,414 4, tetra ZnS

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12
Q

Elementarzellen Typen, KZ

A

NaCl. KZ = 6
CsCl. KZ = 8
CaF2. KZ(Ca) = 8, KZ(F) = 4
ZnS. KZ = 4

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13
Q

Elementarzelle NaCl Typ

A

KZ = 6

Vier verschiedene Gitterplätzen:

  • Im Zentrum
  • Seitenfläche Mitte
  • auf Kantenmitten
  • Ecken

jedes Kation umgeben von 6 Anionen und umgekehrt (oktaedrisch AB6 und BA6)

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14
Q

Elementarzelle CsCl Typ

A

KZ = 8

2 Darstellungen:

  • 1 Ion in Mitte von Wurfel aus 8 Ionen von anderen Typ
  • interpenetrierender kubische Einheiten von Cs+ und Cl- Ionen

jedes Kation umgeben von 8 Anionen und umgekehrt
(würfelförmig AB8 und BA8)

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15
Q

Elementarzelle CaF2 Typ

A

KZ(Ca) = 8, KZ(F) = 4

Kation: kubische Koordination AB_8
–> Ca2+ an Ecken und Mittelpunkte von Würfel

Anion: tetraedrische Koordination BA_4
–> 8 Tetraeder, jeder mit ein Fl- in der Mitte

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16
Q

Elementarzelle ZnS Typ

A

KZ = 4

Kation: tetraedische Koordination AB_4
–> S an Eckpunkte und Mittelpunkte der Flächen

Anion: tetraedrische Koordination BA_4
–> Zn nur 2 oben und 2 unten

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17
Q

Die Anzahl der Atombindungen die eine Element ausbilden kann hängt von _________ ab

zB:

A

seinem Elektronenkonfiguration

zB:
H, F - 1 Bindung, um ein Elektron Oktett zu erreichen
O - 2
N - 3
C - 4
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18
Q

Chemische Bindung?

A

Physikalisch-chemisches Phänomen, durch das 2 oder mehrere Atom oder Ionen fest zu chemischen Verbindungen verknüpft sind

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19
Q

Chemische Bindung - Grundlage?

A

Grundlage: Wechselwirkungen zwischen Elektronen und/oder elektrostatische Wechselwirkungen

20
Q

Chemische Bindung - Ursache?

A

Ursache: energetischer Vorteil

21
Q

Chemische Bindung - Charakterisierung?

A

Bindungslänge und Bindungsenergie

22
Q

ΔElektronegativität in einer Bindung

A

ΔEN Maß für die Polarität der Bindung

Diff der EN-Werte
<0,2 —-> unpolare Atombindung
0,2 - 1,5 —-> polare Atombindung
1,5-2,0 —-> stark polare Atombindung
>2,0 —-> Ionenbindung

23
Q

Welche Arten von Ionen gibt es?

A
  1. Einfache Ionen, zB Li+, Cl-
  2. Zusammengesetzte Ionen, zB H3O+, CO32-
  3. Komplexe Ionen, zB [Cu(NH3)4]2+
    (=Zentralteilchen + Liganden)
  4. Zwitterionen, zB H3N+ - CH2 - COO-
    (zB Aminosäuren bei Kontakt mit Wasser)
24
Q

Merkmale ionischer Bindungen

A
  • elektrostatische Anziehung zwischen unterschiedlich geladenen Ionen
  • räumliche (ungerichtete) Bindung
  • häufig: Ausbildung von Gittern
  • hohe Bindungsenergien (Gitterenthalpien)
25
Beispiele von ionisch aufgebaute Stoffklassen - einfache Ionen?
Halogenide, zB ___-chlorid Metallhydride: Metall + H+, Metalloxide, -sulfide, -selenide ...
26
Beispiele von ionisch aufgebaute Stoffklassen - zusammengesetzte Ionen?
Carbonate (Kation + CO32-) Phosphate (Kation + PO43-) abgeleitet von Phosphorsäure Phosphite (Kation + PO33-) Sulfate (Kation + SO42-) abgeleitet von Schwefelsäure H2SO4 Sulfite (Kation + SO32-) Nitrate (Kation + NO3-) abgeleitet von Salpetersäure HNO3 Nitrite (Kation + NO2-)
27
Beispiele von ionisch aufgebaute Stoffklassen - organische Verbindungen?
Acetate - Salze der Essigsäure zB Na-CH3COO Citrate - Salze der Zitronensäure Ascorbate - Salze des Vitamins Cs
28
Lösevorgang eines Salzes im Wasser
Wasserdipol: - H mit partielle positive Ladung lagern sich an Anionenl - O mit partielle negative Ladung lagern sich an Kationen Hydratation: - Bildung von Wasserhülle - Hydrathülle an einem Ion --> Energie wird frei
29
Erwärmung bei Lösevorgänge? Bsp?
Hydratationsenthalpe > Gitterenthalpie --> Abgabe von Energie an die Umgebung zB NaOH
30
Kühlung bei Lösevorgang? Bsp?
Hydratationsenthalpie < Gitterenthalpie --> Energie wird der Umgebung entzogen zB NH4NO3
31
Wie funktioniert Taschenwärmer aus Natriumacetat-Trihydrat?
Erwärmung: Natriumacetat-Trihyddrat schmilzt in Hydratwasser --> Lösung des Salzes Abkühlung: unterkühlte Schmelze - bleibt flüssig = metastabiler Zustand Auslösen des Kristallisationsprozesses: an Metallteil haften kleinste Mikrokristalle, die durch knicken in Umgebung geschleudert werden (Kristallisationskeime) Kristallisation --> Energie wird frei
32
Unterschied Taschenwärmer aus Natriumacetat-Trihydrat und Wärmepflaster?
Wärmepflaster mit Eisenpulver, das mit O2 und H2O in der Luft reagiert. 2 Reaktionen: - Bildung der Hydroxide - energieliefernde Oxidation - Bildung der Oxide nicht reversibel!
33
Lösevorgänge bei kristallinen Feststoffe | Bsp Calciumoxid, Calciumhydrid, Calciumchlorid
Calciumoxid = Ca2+, O2- O2- is sehr reaktiv - nimmt ein H+ aus Wassermolekül CaO + H2O --> Ca2+(aq) + 2OH-(aq) Calciumhydrid = Ca2+, 2H- H- sehr reaktiv - reißt aus Wassermolekül ein H+ CaH2 + 2H2O --> Ca2+(aq) + 2OH-(aq) +2H2(Gas) Calciumchlorid = Ca2+, 2Cl- CaCl2 + H2O --> Ca2+(aq) + 2Cl- ------> Zusammensetzung des Ionenkristalls muss nicht unbedingt mit der Zusammensetzung der in Wasser gelösten Ionen übereinstimmen!
34
Merkmal der Metallbindung?
Elektronengasmodell Wechselwirkung zwischen positiv geladenen Metallionen und delokalisierten Elektronen (Elektronengas) Energiebändermodell basiert auf AO-Modell: Aufspaltung der AOen zu Energieband
35
Welcher Gittertypen sind bedeutend bei Metallbindungen?
- kubisch raumzentriert: ähnlich zu Cs-Gitter. zB Na, Fe - kubisch flächenzentriert. zB Ca, Al - hexagonal dichteste Packung. zB Mg, Zn
36
Metall: mit steigender Temp ______ der elektrische Widerstand
steigt
37
Undotierter Halbleiter: mit steigender Temp ______ der elektrische Widerstand, weil ______
der elektrische Widerstand sinkt, weil mehr Elektronen die Bandlücke überwinden und ins Leitungsband gelangen
38
Wasserstoffbrückenbindungen?
WW eines kovalent gebundenen (aber positiv polarisierten) H-Atoms mit einem freien Elektronenpaar eines elektronegativeren Atoms (O, N, F) in einer Gruppierung desselben oder eines anderen Moleküls
39
Wo kommen Wasserstoffbrückenbindungen vor?
Intermolekular: - Wasser - DNA: Doppelhelix - Peptide: Helix, Faltblätter Intramolekular: - zB Salicylsäure
40
Außer Wasserstoffbrückenbindungen, welche anderen zwischenmolekularen Wechselwirkungen?
Van-der-Waals-Wechselwirkung Dipol-Dipol-Wechselwirkung (zB HBr) Ion-Dipol-Wechselwirkung: Bildung einer Hydrathülle Dipol-induzierter Dipol-Wechselwirkung
41
Dipolmoment
P = x*e*d [D = Debye / Coulombmeter) ``` x = partiellladung 0 < x < 1 e = Elementarladung d = Abstand ```
42
Pauling: Elektronegativität / Dissoziationsenergie
Eine Polare kovalente Bindung ist immer stärker als eine unpolare Bindung zwischen den gleichen Atomen = Dissoziationsenergie vom Molekül AB ist größer als der Mittelwert der Dissoziationsenergie der Molekülen A2 und B2 Diese Energiedifferenz Δ ist ein Maß für die Tendenz aus der unpolare eine polare Bindung zu machen Δ ist proportional zu (Chi_A - X_B)^2 ΔChi zeigt Ausmaß der Polarität der kovalente Bindung
43
Lewis Modell besagt
Entstehung von Molekülen durch Bindung von gemeinsamen, bindenden EP mit Bestreben für jedes Atom Edelgaskonfiguration zu erreichen. Zahl der Formalladung sollte immer möglichst gering sein!
44
Para-, diamagnetisch Elektronen
Paramagnetisch: ungepaarte Elektron(en) Diamagnetisch: gepaarte Elektronen --> Spin = 0
45
Ausnahme zu Oktettregel
2 Periode: Elektronoktett nie überschritten 3 Periode: auch Verbindungen mit mehr als 4 EP an Zentralatom --> Oktett-Aufweitung / hypervalente Atome (nur mit sehr Elektronegativen wie F, O)

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