Die chemische Bindung

Ionische Bindung

Ionische Bindung = Anziehung zwischen den gegensätzlichen Ladungen von Kationen und Anionen

Bindungsenergie

Bildung eines Ionenpaars aus gasförmigen Atomen

Summe aus drei Energiebeiträgen!

K Cle-

K+ Cl-

Ionisierungsenergie K + Elektronenaffinität Cl + Anziehungsenergie

Beispiel

Ene

rgie

der

Ione

n ( b

ez. a

uf A

tom

e)

Abstand Ionen

69 kJ

K+ + Cl-

K(g) K+(g) + e-(g) DH = +418 kJCl(g) + e-(g) Cl-(g) DH = -349 kJ

K(g) + Cl(g) K+(g) + Cl-(g) DH = +69 kJ

Attraktive Wechselwirkung senkt die Gesamtenergie des Ionenpaars!

Abstände ≤ ca.2000pm Gesamtenergie < 0!

Energieänderung bei der ionischen Bindung

Gitterenthalpie DH°L

• Mass für die Stärke einer ionischen Bindung im Festkörper= Standardenthalpioeänderung beim Uebergang Feststoff - ‚Ionengas‘

MX(s) M+(g) + X-(g) DH°L

DH°L ist immer > 0!Netto-Anziehung im Kristall! Gitterenthalpie wird bei Bildung des Kristalls frei!

Ionische Verbindungen bilden sich nur wenn

• die benötigte Energie zur Bildung zur Bildung der gasförmigen Kationen und Anionen nicht zu hoch ist.• die zwischenionischen Wechselwirkungen zu hoher Gitter- energie führen

Der Born Haber Zyklus

K+(g) + e-(g) + Cl(g)

K+(g) + Cl-(g)

KCl(s)

K(s) +1/2Cl2(g)

K(g) +1/2Cl2(g)

K(g) + Cl(g)

-437 kJ

+89 kJ

+122 kJ

+418 kJ-349 kJ

-DH°L

Sandardbildungsenthalpie

Sublimationsenthalpie K

Dissoziationsenthalpie Cl2

Ionisierungsenthalpie K Elektronenaffinität Cl

Gitterenthalpien bei 25°C (kJ/mol)

LiF LiCl LiBr LiI1046 861 818 759

NaF NaCl NaBr NaI929 787 751 700

KF KCl KBr KI826 717 689 645

BeCl2 MgCl2 CaCl2 SrCl23017 2524 2260 2153

MgO CaO SrO BaO3850 3461 3283 3114

Ionische Bindung und PSE

Ionische verbindungen werden zwischen Elementen auf der linken Seite (niedrige Ionisierungenergie) und Elementen auf der echten Seite (hohe Elektronenaffinität) des PSE gebildet!

zwischen Metallen und Nichtmetallen

Pseudoedelgaskonfiguration

Elemente auf der linken Seite des p-Blocks und der rechten des d-Blocks

Beispiel: Cu [Ar]3d104s1

Erreichen einer Edelgaskonfiguration durch Abgabe aller Valenz-elektronen erfordert zuviel Energie : [gas]d10 verhält sich wie eine geschlossene Schale

Pseudoedelgaskonfiguration!

Lewisformeln für Atome und Ionen

= einfache Methode zur Kennzeichnung der Valenzelektronen

Chemisches Symbol + ein Punkt für jedes Valenzelektron (Linie für ein Valenzelektronenpaar)

. . _H . He : N ..: O: :. Cl:

::

. or Cl.__

K+ ___ Cl

-Lewisformel für Kaliumchlorid: _

Jedes Atom hat ein Elektronenoktett(Edelgaskonfiguration)

Kovalente Bindungen

Die Elektronenpaarbindung

Bindung in molekularen Verbindungen

Kovalente Bindung = Elektronenpaar, das von zwei Atomen geteilt wird.

:Oktettregel: Atome versuchen durch Teilen von Elektronenpaaren

ein Elektronenoktett zu erhalten

Beispiel: Stickstoff hat 5 Valenzelektronen und benötigt drei weitere,um sein Oktett zu vervollständigen.

Cl ? B? H? Ar?

Wenn leere d-Orbitale verfügbar sind, können mehr als 8 Elektronen pro Atom untergebracht werden:

NCl3 PCl3 und PCl5

Erweitertes Oktett = Valenzschale mit mehr als 8 Elektronen

Die Oktettregel versagt bei Bor, das häufig Verbindungen, in denen es nur von 6 Valenzelektronen umgeben ist, bildet.

BF3 unvollständiges Oktett!

Ausnahmen zur Oktettregel

Verbindungen wie NO und NO2 haben ungerade Elektronenzahl‚Radikale‘, hohe Reaktivität

Lewis-Formeln zweiatomiger Moleküle

H + H bildet H:H or H-H. .

Cl:

::

. Cl:

::

. Cl:

:: Cl

::: : __

_Cl Cl _

___+ oderbildet

Freie Elektronenpaare: Elektronenpaar, das nicht für Bindung benötigt wird

Mehrfachbindungen

Eine Doppelbindung besteht aus 2 geteilten ElektronenpaarenEine Dreifachbindung besteht aus 3 geteilten Elektronenpaaren

Zahl der geteilten Elektronenpaare = Bindungsordnung

Beispiel:

O = O__ _

_ N N___ __

Bindungsordnung?

Lewisformel und Bindungsordnung von: CN- CO HCl ?

Wichtig:

Die Gesamtzahl der Valenzelektronen ist gleich der Gesamtzahl an Punkten, die in der Lewisformel auftauchen müssen!

Lewis-Formeln polyatomarer Moleküle

Allgemein: Lewis-Formel ist ein 2D-Diagramm, das die Verknüpfung der Atome zeigt, nicht die Gestalt der Moleküle!

Vorgehensweise identisch mit zweiatomigen Molekülen!Problem: welches Atom ist mit welchem verknüpft!

CO2 ist OCO nicht COO!

Häufig symmetrische Anordnung mit dem elektropositivsten Element im Zentrum!

SO2? OF2? PO43-? H2SO4?

Vorgehensweise zum Erstellen einer Lewis-Formel

1. Bestimme die Zahl der Valenzelektronen bzw. -elektronenpaare jedes Atoms.

HCN = 1 + 4 + 5 = 10 Elektronen und 5 Elektronenpaare!

2. Schreibe die chemischen Symbole benachbarter Atome nebeneinanderH C N

3. Verbinde jedes Atom mit seinen Nachbarn durch EinfachbindungenH : C : N

4. Verteile die übrigen Elektronenpaare so um die Atome, dass jedes ein Oktett bekommt. Sind nicht genügend vorhanden benütze eines oder mehrere um Mehrfachbindungen zu bilden.

H-C N___ _

Merke: - endständige Halogene haben drei freie Elektronenpaare und bilden Einfachbindungen- endständiger Sauerstoff oder Schwefel bildet Einfach- oder Doppelbindungen - endständiger Stickstoff kann bis zu Dreifachbindung haben

Lewis-Säuren und -Basen

Eine Lewis-Säure ist ein ElektronenpaarakzeptorEine Lewis-Base ist eine Elektronenpaardonor

H+

NH

HH N

+H

H

HH+

´Komplex´

Vorteil: Substanzen können als Säuren und Basen identifiziert werden, auch wenn keine Protonen transferiert werden!

Al3+ + 6H2O Al(H2O)63+

Säure Base Komplex

Resonanz (Mesomerie)

N OO

O N OO

O N OO

O

- - -

NO3-

3 mögliche Lewis Strukturen!

Experiment: alle drei NO Bindungen identisch!

Ion ist eine Mischung aus den 3 Lewis-Formeln

N OO

O N OO

O N OO

O

- - -

Resonanz = ‚Mischung‘ von Strukturen Resonanzhybrid

Benzol (C6H6)

HH

HH

H

HH

H

HH

H

H

• Resonanz tritt bei Strukturen mit gleicher Anordnung der Atome, aber verschiedener Anordnung der Elektronen auf!• Die Energie eines Resonanzhybrids ist niedriger als die der dazu beitragenden ‚Grenzstrukturen‘!

Die Gestalt von Molekülen

Valence-Shell Electron-Pair Repulsion Theory (VSEPR)

Grundlage: Elektronenpaare stossen sich gegenseitig ab! Molekülgestalt ist eine Folge dieser Abstossung!

Vorgehen: • Bestimme die Anordnung der bindenden und nicht-bindenden Elektronenpaare aus der Lewis-Formel!• Bestimme welches bindende und welches nicht-bindende Elektronenpaare sind!

Welche Gestalt haben CH4, PCl5, H2O, NH3, SF6, CH3+

Valenzelektronenpaar-Abstossungs-Theorie

Total Number

of electron

pairs

Arrangement of electron

pairs

Number of

bonding pairs of

electrons

Number of lone pairs of

electrons

Shape of Molecule

Name of Shape

Bond Angle Examples

not applicable linear 1

not applicable

linear 180o H2, HCl

2 linear 2 0

linear 180o CO2, HCN

3 trigonal planar 3 0

triganol planar

120o BCl3, AlCl3

4 0

tetrahedral 109.5o CH4, SiF4

3 1

trigonal pyramidal

<109.5o (bond

angles in ammonia, NH3, are

107o)

NH3, PCl3 4 tetrahedral

2 2

bent

<109.5o (bond

angles in water,

H2O, are 105o)

H2O, SCl2

5 trigonal bipyramidal

5 0

trigonal bipyramidal

120o in the trigonal planar

part of the molecule, 90o for the

others

PCl5

6 octahedral 6 0

octahedral 90o SF6

Abstossung nicht-bindender Elektronenpaare

• Abstossung zwischen nicht-bindenden und nicht-bindenden Elektronenpaaren ist stärker als die zwischen nicht-bindenden und bindenden Elektronenpaaren

• Abstossung zwischen nicht-bindenden und bindenden Elektronenpaaren ist stärker als die zwischen bindenden und bindenden Elektronenpaaren

nicht-bindendes e--Paar

bindende e--Paare

Trigonal bipyramidale Moleküle: sind die nicht-bindenden Elektronenpaare bevorzugt in axialer oder äquatorialer Position?

axial

äquatorial

Moleküle mit Mehrfachbindung

Mehrfachbindungen werden wie Einfachbindungen behandelt

X=AX2 = X-AX2

C CH

H H

H

Beispiel:

Ethen:

Jedes C-Atom wird behandelt als ob es 3 Elektronenpaare hat

trigonal planare Anordnung um jedes C-Atom

Isoelektronische Moleküle

Zwei Moleküle, die die gleiche Zahl an Valenzelektronen besitzen, haben die gleiche Gestalt!

Gestalt von O3, NO2-, NO2, CO2, SO2?

Ethen

Molekülstruktur

Bindungsstärke

Bindungsenthalpie = Enthalpieänderung beim Brechen einer Bindung!

Dissoziation ist immer endotherm, da Energie zum Brechen von Bindungen benötigt wird.

H2(g) 2H(g) DH° = +436kJ

Vielatomige Moleküle

CH3OH(g) CH3(g) + OH(g) DH° = +377kJCH3OH(g) CH3O + H(g) DH° = +437kJ

Welche Bindung dissoziiert?

Bindungsenthalpie zweiatomiger Moleküle

Molekül DHB (kJ/mol)H2 436N2 944O2 496CO 1074F2 158Cl2 242Br2 193I2 151HF 565HCl 431HBr 366HI 299

_ ___ F F __ _O = O__ _

_N N___ __

Berücksichtige:• Mehrfachbindungen• Nicht-bindende Elektronenpaare benachbarter Atome• Grösse der Atome

Gemittelte Bindungsenthalpie in mehratomigen Molekülen

Schwankungen der Bindungsstärke sind für Bindungen (gleicher Ordnung!) zwischen gegebenen Elementen nicht sehr gross!

HO-H DHB = 492kJ/mol und CH3O-H DHB = 435 kJ/mol

mittlere Bindungsenthalpie!

Bindung mittlere Bindungsenthalpie (kJ/mol)

C-H 421C-C 348C=C 612C-C 518 (Benzol)C-C 837C-O 360C=O 743C-N 305N-H 388N-N 163N=N 409N-O 210N=O 630N-F 195N-Cl 381O-H 463O-O 157

--

-

Mehrfachbindungen: Elektronen-paare zwischen den Atomen stos-sen sich gegenseitig ab!

Mittlere Bindungsenthalpie kann zur Erklärung chemischer Eigenschaften verwendet werden:

Reaktivität von CH4, SiH4, GeH4, SnH4, PbH4?

-

Bindungslänge

Abstand der Atomkerne zweier kovalent verknüpfter Atome

Summe der kovalenten Radien der vernüpften Atome

rA rB

• Bindungen zwischen schweren Atomen sind länger als zwischen leichten• Mehrfachbindungen sind kürzer als Einfachbindungen (gleiche Elemente)• Je stärker eine Bindung, desto kürzer ist sie.

Bindung mittlere Bindungs-länge (pm)

C-H 109C-C 154C=C 134C-C 139 (Benzol)C-C 120C-O 143C=O 112N-H 101O-H 96

--

-

-

Bindung Bindungslänge (pm)

H2 74N2 110O2 121F2 142Cl2 199Br2 228I2 268

Ladungsverteilung inVerbindungen

Ionische versus kovalente Bindung

Reale Bindungen sind nie rein ionisch oder rein kovalentidealisierte Modelle!

Keine Verbindung verhält sich rein ionisch undkeine Verbindung verhält sich rein kovalent!

Ioni

sche

r C

hara

kter

0%

100%

1 2 3Elektronegativitätsunterschied

Kov

alen

te B

indu

ng

Ioni

sche

Bin

dung

Näherung

Polarisierbarkeit und Polarisationskraft

Elektrostatische Wechselwirkung stört die sphärische Ionenwolke des Anions

+-

+-

• Atome und Ionen, die leicht grosse Ladungsverschiebungen eingehen sind stark polarisierbar (z.B. grosse Anionen)• Ionen, die grosse Ladungsverschiebungen verursachen haben grosse Polarisationskraft (z.B. kleine Kationen)

Verbindungen aus kleinen Kationen und grossen Anionen:

2BeO(s) + CCl4(g) 2 BeCl2(g) + CO2(g)

Löslichkeit der Silberhalogenide in Wasser!

800°C

Polarisierbarkeit und Polarisationskraft ändern sich periodisch im PSE :

Pol

aris

atio

nskr

aft

Li+

Na+

K+

Rb+

Cs+

Be2+

Mg2+

Ca2+

...

B3+

Al3+

Ga3+

...

Diagonalbeziehungen

Dipolmoment

HCl: elektronegatives Cl und elektropositives H Atom

Cl übernimmt partiell das bindende Elektronenpaar!

H - Cld+ d-

Partialladungen

HCl = elektrischer Dipol (Zentren positiver und negativer Ladung fallen nicht zusammen)

H - Cl

Elektrisches Dipolmoment m Einheit: Debye (1D = 3.336*10-30 Cm)

Polare Bindung = kovalente Bindung zwischen Atomen, die Partialladungen tragen

Resonanzhybrid:Cl _

__ _H Cl _

_H+ _ _ -

Abschätzung des Dipolmoments einer Verbindung AB aus den Elektronegativitäten c der beiden Atome:

m (D) = cA - cB

HCl: m = (3.2-2.2) D = 1.0 D

Dipolmomente ausgewählter Moleküle

Molekül m, Debye

HF 1.91HCl 1.08HBr 0.80HI 0.42CO 0.12ClF 0.88NaCl 9.00CsCl 10.42H2O 1.85NH3 1.47PH3 0.58O3 0.53CO2 0BF3 0CH4 0

• Polare Moleküle haben ein nicht- verschwindendes Dipolmoment • Unpolare Moleküle haben kein Dipolmoment

Wichtig:polares Molekül polare Bindung

Auch wenn alle Bindungen eines mehratomigen Moleküls polarsind, kann das Gesamtmolekül unpolar sein!

C CH

Cl Cl

HC C

H

Cl H

Cl

cis-Dichlorethen trans-Dichlorethen

Addition der Dipole Auslöschung der Dipole

Symmetrie der Bindungsanordnung!!

Polar oder unpolar?

CO2 SO2

BF3 COCl2H2O NH3

SF6 SF4

XeF4 IF5

Zuordnung der Ladungsverteilung

Polare Bindungen unsymmetrische Elektronendichte

Formalladungen

Berechnung: Bindungselektronenpaare werden zu gleichen Teilen zwischen den gebundenen Atomen aufgeteilt. Die Zahl der Elek-tronen, die jedes Atom nach der Aufteilung besitzt, wird dann mit der Zahl der Valenzelektronen des neutralen Atoms verglichen

oder Formalladung = V -(L + 1/2S)

V: Zahl der ValenzelektronenL: Zahl der nicht-bindenden ElektronenS: Zahl der bindenden Elektronen

Beispiel: CO32-?

2-0

0

-1 -1

SO42-, PO4

3- ?

Wichtig: Lewis Formeln in denen möglichst wenig Atome eine Formalladung tragen und deren Formalladung möglichst klein ist, sind besonders stabil! Plausible Strukturen

O = C = O oder O = O = C0 0 0 0 +2 -2

??

O

C

O

O