4. Chemische Bindungen (Pi VL3/VL4/VL6, Se6/Se7) Flashcards
Koordinationszahl
Anzahl der nächsten Nachbarn eines Ions in einem Ionenkristall
zB NaCl: KZ = 6
Gitterparameter
a = (r_k + r_a)*2
Gitterenergie
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
Gitterenergie - welche Faktoren?
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
Ionen von Nebengruppenelementen - Besonderheiten?
- 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)
Ionen in Ionenkristallen verhalten sich wie
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
Ionenradius Referenz
r_O2- = 140 pm (Pauling)
Ionenradien innerhalb einer Gruppe
Radien nehmen mit steigender Ordnungszahl zu
Isoelektronische Ionen
= Ionen mit gleiche Elektronenkonfiguration
Radien nehmen mit steigender Ordnungszahl ab
zB [Ne]: O2- > F- > Na+ > MG2+ > Al3+
Ionenradien bei gleichem Element - mehrere positive Ionen
Radius nimmt mit zunehmender Ladung ab
zB
Fe2+: 78
Fe3+ 65
Radienquotientenregel
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
Elementarzellen Typen, KZ
NaCl. KZ = 6
CsCl. KZ = 8
CaF2. KZ(Ca) = 8, KZ(F) = 4
ZnS. KZ = 4
Elementarzelle NaCl Typ
KZ = 6
Vier verschiedene Gitterplätzen:
- Im Zentrum
- Seitenfläche Mitte
- auf Kantenmitten
- Ecken
jedes Kation umgeben von 6 Anionen und umgekehrt (oktaedrisch AB6 und BA6)
Elementarzelle CsCl Typ
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)
Elementarzelle CaF2 Typ
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
Elementarzelle ZnS Typ
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
Die Anzahl der Atombindungen die eine Element ausbilden kann hängt von _________ ab
zB:
seinem Elektronenkonfiguration
zB: H, F - 1 Bindung, um ein Elektron Oktett zu erreichen O - 2 N - 3 C - 4
Chemische Bindung?
Physikalisch-chemisches Phänomen, durch das 2 oder mehrere Atom oder Ionen fest zu chemischen Verbindungen verknüpft sind
Chemische Bindung - Grundlage?
Grundlage: Wechselwirkungen zwischen Elektronen und/oder elektrostatische Wechselwirkungen
Chemische Bindung - Ursache?
Ursache: energetischer Vorteil
Chemische Bindung - Charakterisierung?
Bindungslänge und Bindungsenergie
ΔElektronegativität in einer Bindung
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
Welche Arten von Ionen gibt es?
- Einfache Ionen, zB Li+, Cl-
- Zusammengesetzte Ionen, zB H3O+, CO32-
- Komplexe Ionen, zB [Cu(NH3)4]2+
(=Zentralteilchen + Liganden) - Zwitterionen, zB H3N+ - CH2 - COO-
(zB Aminosäuren bei Kontakt mit Wasser)
Merkmale ionischer Bindungen
- elektrostatische Anziehung zwischen unterschiedlich geladenen Ionen
- räumliche (ungerichtete) Bindung
- häufig: Ausbildung von Gittern
- hohe Bindungsenergien (Gitterenthalpien)
Beispiele von ionisch aufgebaute Stoffklassen - einfache Ionen?
Halogenide, zB ___-chlorid
Metallhydride: Metall + H+,
Metalloxide, -sulfide, -selenide …
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-)
Beispiele von ionisch aufgebaute Stoffklassen - organische Verbindungen?
Acetate - Salze der Essigsäure zB Na-CH3COO
Citrate - Salze der Zitronensäure
Ascorbate - Salze des Vitamins Cs
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
Erwärmung bei Lösevorgänge? Bsp?
Hydratationsenthalpe > Gitterenthalpie
–> Abgabe von Energie an die Umgebung
zB NaOH
Kühlung bei Lösevorgang? Bsp?
Hydratationsenthalpie < Gitterenthalpie
–> Energie wird der Umgebung entzogen
zB NH4NO3
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
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!
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!
Merkmal der Metallbindung?
Elektronengasmodell
Wechselwirkung zwischen positiv geladenen Metallionen und delokalisierten Elektronen (Elektronengas)
Energiebändermodell
basiert auf AO-Modell: Aufspaltung der AOen zu Energieband
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
Metall: mit steigender Temp ______ der elektrische Widerstand
steigt
Undotierter Halbleiter: mit steigender Temp ______ der elektrische Widerstand, weil ______
der elektrische Widerstand sinkt, weil mehr Elektronen die Bandlücke überwinden und ins Leitungsband gelangen
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
Wo kommen Wasserstoffbrückenbindungen vor?
Intermolekular:
- Wasser
- DNA: Doppelhelix
- Peptide: Helix, Faltblätter
Intramolekular:
- zB Salicylsäure
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
Dipolmoment
P = xed [D = Debye / Coulombmeter)
x = partiellladung 0 < x < 1 e = Elementarladung d = Abstand
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
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!
Para-, diamagnetisch Elektronen
Paramagnetisch: ungepaarte Elektron(en)
Diamagnetisch: gepaarte Elektronen –> Spin = 0
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)
