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Chemie (Subject) / Chemische Bindungen (Lesson)
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- Oktettregel - von Lewis- Elektronen streben Edelgaskonfiguration (Elektronenoktett) an- allgemeiner: Edelgasregel
- LEWIS-Symbole - Elektronen als Punkte bzw. Striche - Abgeschlossene Schalen werden nicht dargestellt
- ionische Bindung - Metall + Nichtmetall: vollständige Übertragung der Valenzelektronen auf den elektronegativeren Partner- ionischer Charakter steigt mit Ekeltronegativitätsdifferenz- Eine ionische Bindung entsteht, wenn ein Atom seine Valenzelektronen (komplett oder partiell) abgibt und ein zweitesAtom diese aufnimmt - Elektrostatische Kräfte (Coulomb- Wechselwirkungen) sind nichtgerichtet (ungerichtet). Sie wirken in alle Richtungen gleich stark / sie sind isotrop. - bildet Ionenverband (Kristalle aus Ionen), Kationen eingelagert
- Metallische Bindung - nur Metalle beteiligt: Abgabe der Valenzelektronen, Elektronen werden gleichmäßig zwischen Atomrümpfen verteilt - Elektronengas-Modell: kationische Atomrümpfe in einem „Elektronen-See“ (Elektronendichte am Kern am dichtesten)
- Kovalente Bindung - mindestens ein Nichtmetall an der Bindungbeteiligt: Zusammenhalt zweier oder mehrerer Atome durch Elektronen, die sich die beteiligten Atome „teilen“, Besetzung von Molekülorbitalen - Einfachbindung: zwei Elektronen besetzen ein bindendes s-Molekülorbital (2 Bindungselektronen) - Doppelbindung: ein bindendes Elektronenpaar besetzt ein s-Molekülorbital, ein weiteres Elektronenpaar ein p-Molekülorbital (4 Bindungselektronen) - Dreifachbindung: ein bindendes Elektronenpaar besetzt ein s-Molekülorbital, zwei weitere Elektronenpaare jeweils ein p-Molekülorbital (6 Bindungselektronen)
- Coulomb-Kräfte - elektrostatische Wechselwirkung zwischen Elementarteilchen- ungerichtet: in alle Richtungen
- Beispiel für einen Ionenverband - Natrium- Ionenkristall: dreidimensional periodisch aus gleichbleibenden Struktureinheiten aufgebaut
- Mechanische Eigenschaften von Bindungen Ionische Bindung: BruchMetallische Bindung: Verformbarkeit
- Legierung - wichtige Werkstoffe, oft komplex z.B. Bronze (Cu + Sn)Stahl (Fe + Ni/Cr/Mn/V/C...)Messing (Cu + Zn) - Substitutionslegierung: einige Atome des gelösten Stoffes nehmen Positionen ein die normalerweise von einem Lösungsatom besetzt sind (z.B. Messing)- Einlagerungslegierung: Atome des gelösten Stoffes nehmen Zwischenpositionen in den Hohlräumen zwischen den Lösungsmittelatomen ein (z.B. Stahl – Fe/Cr/Mn mit eingelagertem C)
- Molekülorbitale - es gibt genauso viele Molekülorbitale wie Atomorbitale (in einer Verbindung) - bindende MOs werden addiert - antibindende MOs werden subtrahiert
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- Bindungsordnung - (Summe der bindenden Elektronen minus die Summe der antibindenden Elektronen) / 2 = Bindungsordnung - Bindungsordnung = 0 → Aufhebung der bindenden und antibindenden Wechselwirkung → es kommt nicht zur Bindung (z.B. Helium)
- Energie-Abstandsprofil des H² Moleküls - günstigster Energiezustand: Bindung mit Bindungslänge von 0,74 Angström
- Voraussetzung zur Bildung von Molekülorbitalen - vergleichbare Energien der Atomorbitale - passende räumliche Orientierung der Atomorbitale - Vorzeichen der wechselwirkenden Atomorbitale - energetisch günstige Überlappung: s und p, p und umgedrehtes p, pz und pz (die horizontalen) und dxz (Horizontal schiefer vierer) und pz – immer dort bindend, wo dieselbe Ladung! - antibindend (energetisch ungünstig): entgegengesetzte Ladung oder Überlappung wohl mit gleicher als auch entgegengesetzter Ladung
- s - Molekülorbitale Überlappung von s- oder p-Orbitalen (längs) entlang der Bindungsachse
- p - Molekülorbitale - Überlappung von p-Orbitalen ober- und unterhalb der Bindungsachse - bei N² – untere MO umgedreht, erst die Pi, dann die Sigma
- Konstruktion von Lewis-Formeln - ein Strich zwischen zwei Elementsymbolen entspricht einem bindenden Elektronenpaar- ein Strich neben / über / unter einem Elementsymbol entspricht einem „nichtbindenden / freien“ Elektronenpaar.- „Ziel“ ist es für jedes beteiligte Atom, an vier Elektronenpaaren teilzuhaben (Ausnahme H: nur ein Elektronenpaar)- unter Berücksichtigung der Molekülladung muss die Summe der Valenzelektronen stimmen!- bei einer ungeraden Zahl von Elektronen werden ungepaarte Elektron mit einem Punkt gekennzeichnet - die Lewis-Formel gibt Bindungsordnung und Gesamtelektronenzahl korrekt wieder, aber nicht die MO-Besetzung! - bei mehreren möglichen Lewis-Formeln: diejenige mit der größten Anzahl Bindungen und der kleinsten AnzahlFormalladungen- unbesetzte d-Orbitale: Zahl von acht Außenelektronen überschritten. (p-Blockelemente ab der dritten Periode: oft 10 oder 12 Außenelektronen)- Verbindungen mit <8 Außenelektronen = Oktettunterschreitung (z.B. die frühen Elemente der zweiten Periode (Li, Be, B))
- Konstruktion von Lewis-Formeln: Mesomerie bzw. mesomere Grenzformeln - mehrere, gleich wahrscheinliche Lewis-Formeln für eine Verbindung: mesomere Grenzstrukturen der Bindungsverhältnisse → die„Wahrheit“: oft Überlagerung der möglichenStrukturen (z.B. Ozon (O3))
- Bindungsenergien & Bindungslänge - je größer die Bindungsordnung, desto größer ist die Bindungsenergie- mit steigender Bindungsordnung verkürzt sich die Bindungslänge
- Darstellung von Molekülgeometrien - Polyeder / Geometrische Form- Kugel-Stab-Modell- Kalottenmodell / Kugelkappen
- VSEPR - Freie und bindende Elektronenpaare ordnen sich so um ein Zentralatom an, dass die gegenseitigen abstoßenden Wechselwirkungen minimiert werden! - Abstoßung zwischen zwei freien Elektronenpaaren ist größer als zwischen einem freien und einem bindenden Elektronenpaar - Abstoßung zwischen einem freien und einem bindenden Elektronenpaar ist größer als die zwischen zwei bindenden Elektronenpaaren - Die Abstoßung zwischen bindenden Elektronenpaaren ist am geringsten - Mehrfachbindungen werden wie Einfachbindungen behandelt - A ist das zentrale Atom - X steht für an A gebundene Atome - E steht für freie Elektronenpaare am Zentralatom
- Oktettunterschreitung und Oktettaufweitung Zahl der Valenzelektronenpaare:<4: „Oktettunterschreitung“>4: „Oktettaufweitung“
- Polyeder / Freie Elektronenpaare – VSEPR-Gestalt - linear- trigonal-planar/eben- tetraedrisch- trigonal-bipyramidal oder T-förmig (bei fünf Elektronenpaaren)- oktaedrisch, quadratisch-planar und quadratisch-pyramidal (bei sechs Elektronenpaaren)- trigonal-pyramidal aus tetraedergwinkelt aus trigonal-pyramidal - freie Elektronenpaare nehmen ebenfalls Platz ein!- mehrere Zentralatome folgen demselben Muster!
- Raumbedarf nichtbindender Elektronenpaare - größer als der von Bindenden- Winkel zwischen den bindenden Elektronenpaaren wird kleiner je mehr nichtbindende dabei sind
- Polare Bindungen - Bindungsdipol: Vektorgröße, zeigt in jeder Bindung in Richtung des elektronegativeren Elements- Gesamtdipolmoment: Vektorsumme der Bindungsdipole
- Hybridisierungstypen - s+p => linear, trigonal-planar, tetraedrisch mit d-Anteilen: trigonal-bipyramidal; oktaedrisch