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

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
Q

Beispiele von ionisch aufgebaute Stoffklassen - einfache Ionen?

A

Halogenide, zB ___-chlorid

Metallhydride: Metall + H+,

Metalloxide, -sulfide, -selenide …

26
Q

Beispiele von ionisch aufgebaute Stoffklassen - zusammengesetzte Ionen?

A

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
Q

Beispiele von ionisch aufgebaute Stoffklassen - organische Verbindungen?

A

Acetate - Salze der Essigsäure zB Na-CH3COO

Citrate - Salze der Zitronensäure

Ascorbate - Salze des Vitamins Cs

28
Q

Lösevorgang eines Salzes im Wasser

A

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
Q

Erwärmung bei Lösevorgänge? Bsp?

A

Hydratationsenthalpe > Gitterenthalpie

–> Abgabe von Energie an die Umgebung

zB NaOH

30
Q

Kühlung bei Lösevorgang? Bsp?

A

Hydratationsenthalpie < Gitterenthalpie

–> Energie wird der Umgebung entzogen

zB NH4NO3

31
Q

Wie funktioniert Taschenwärmer aus Natriumacetat-Trihydrat?

A

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
Q

Unterschied Taschenwärmer aus Natriumacetat-Trihydrat und Wärmepflaster?

A

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
Q

Lösevorgänge bei kristallinen Feststoffe

Bsp Calciumoxid, Calciumhydrid, Calciumchlorid

A

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
Q

Merkmal der Metallbindung?

A

Elektronengasmodell
Wechselwirkung zwischen positiv geladenen Metallionen und delokalisierten Elektronen (Elektronengas)

Energiebändermodell
basiert auf AO-Modell: Aufspaltung der AOen zu Energieband

35
Q

Welcher Gittertypen sind bedeutend bei Metallbindungen?

A
  • kubisch raumzentriert: ähnlich zu Cs-Gitter. zB Na, Fe
  • kubisch flächenzentriert. zB Ca, Al
  • hexagonal dichteste Packung. zB Mg, Zn
36
Q

Metall: mit steigender Temp ______ der elektrische Widerstand

A

steigt

37
Q

Undotierter Halbleiter: mit steigender Temp ______ der elektrische Widerstand, weil ______

A

der elektrische Widerstand sinkt, weil mehr Elektronen die Bandlücke überwinden und ins Leitungsband gelangen

38
Q

Wasserstoffbrückenbindungen?

A

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
Q

Wo kommen Wasserstoffbrückenbindungen vor?

A

Intermolekular:

  • Wasser
  • DNA: Doppelhelix
  • Peptide: Helix, Faltblätter

Intramolekular:
- zB Salicylsäure

40
Q

Außer Wasserstoffbrückenbindungen, welche anderen zwischenmolekularen Wechselwirkungen?

A

Van-der-Waals-Wechselwirkung

Dipol-Dipol-Wechselwirkung (zB HBr)

Ion-Dipol-Wechselwirkung: Bildung einer Hydrathülle

Dipol-induzierter Dipol-Wechselwirkung

41
Q

Dipolmoment

A

P = xed [D = Debye / Coulombmeter)

x = partiellladung 0 < x < 1
e = Elementarladung
d = Abstand
42
Q

Pauling: Elektronegativität / Dissoziationsenergie

A

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
Q

Lewis Modell besagt

A

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
Q

Para-, diamagnetisch Elektronen

A

Paramagnetisch: ungepaarte Elektron(en)

Diamagnetisch: gepaarte Elektronen –> Spin = 0

45
Q

Ausnahme zu Oktettregel

A

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)

AC (25 decks)

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