Allgemeine und Anorganische Chemie

Starke chemische Wechselwirkungen zwischen
Atomen: chemische Bindungs
Bindungs-Typen
Typen
Definition:
”Eine
Eine chemische Bindung entsteht dann, wenn die Gesamtenergie der
gebundenen Atome niedriger ist als die
der einzelnen ungebundenen Atome.“
Atombindung
(kovalente Bindung, Elektronenpaarbindung)
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56
Regeln zur Atombindung
Oktettregel: Ein gebundenes Atom besitzt 8 Elektronen unter
Einbezug der gemeinsamen Elektronenpaare (Wasserstoff 2).
Valenzelektronen, die keine Bindung eingehen, bezeichnet man als
freie Elektronenpaare.
p
:
:
O:
:O
oder
O
=
O
:
:
..
:N::N: oder :N  N:
:
wird zu
:
wird zu
:
:
.
.
+ :O:
:O:
.
.
.
.
. + . N:
:N
.
.
Mehrfachbindungen
g
Ein Bindungsstrich = Einfachbindung;
e St
Striche
c e = Doppelbindung;
oppe b du g;
zwei
drei Striche = Dreifachbindung
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57
Bildung einfacher Moleküle aus Atomen
Typisches Merkmal der Atombindung: Sie ist gerichtet!
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58
Valenzstrichformel (Lewisformeln),
Chemische Formel
N
..
..
..
H
H
+
H
..
H
H
H
Formalladung: Formalladungen werden mit
N
+
H
H
oder bezeichnet
Mesomerie (Resonanz):
Beschreibung des elektronischen Zustands durch Verschiebung von
Elektronenpaaren mit mehreren (oft gleichwertigen)
Valenzstrichformeln.
Valenzstrichformeln
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59
Mesomere Grenzstrukturen
O
O
Ozon
O
O
O
O
 Behelfsmässige/anschauliche Beschreibung des wirklichen
elektronischen
l k
i h Zustands
Z
d
 Mesomerie zeigt eine alternative (delokalisierte)
Elektronenverteilung
 Mesomere Grenzformen werden durch einen Doppelpfeil getrennt
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60
Ausnahmen zur Oktettregel
Elektronenmangelverbindungen
l k
l bi d
ddurch
h
Unterschreitung des Oktetts:
Tritt bei Atomen mit einer geringen Zahl
an Valenzelektronen
l
l k
auff.
F
z.B. Elektronensextett
in BF3 (→ Lewis-Säure)
B
F
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F
61
Ausnahmen zur Oktettregel
Eine über das Oktett hinaus aufgeweitete
Valenzschale = Hypervalenz.
Tritt bei grösseren Atomen ab der dritten Periode auf.
F
zz.B.
B Elektronendezett
in PF5
F
F
P
F
F
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62
Die polarisierte Atombindung und die
Elektronegativität von Atomen
In Atombindungen zwischen gleichen Atomen besteht eine
gleichförmige Verteilung der Elektronen.
Darstellung der Elektronenverteilung im H2-Molekül
Molekül (H-H)
(H H)
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63
Atombindungen mit ungleichen Bindungspartnern
In Atombindungen mit ungleichen Bindungspartnern ist die
Elektronenverteilung mit ihrem Schwerpunkt verschoben:
Man nennt die Bindung polarisiert.
Beispiel:
Im HCl-Molekül ist
die Elektronendichte
zum Cl-Atom hin
verschoben
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64
Polarisierte Atombindungen
g
+
-
+
-
+
-
+ -
Die Richtung der Polarisierung lässt sich durch
Partialladungen (, ) angeben.
Partialladungen
P
ti ll d
sind
i d messbare
b
Gö
Grössen
undd
verursachen die Polarität von Molekülen.
Das Ausmass der Polarisierung von Elektronenpaarbindungen ist
g
der Bindungspartner.
g
bestimmt durch die Elektronegativität
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65
Bindungspolarität und das
Di l
Dipolmoment
t von M
Molekülen
l kül
Viele Moleküle besitzen aufgrund
g
von Bindungspolaritäten
gp
ein
elektrisches Dipolmoment.
Das Dipolmoment von Wasser (H2O) und Ammoniak (NH3) beruht
auf den O-H- bzw. N-H-Bindungspolaritäten:
O
H
105°
gewinkelt
N
H
H
107°
107
pyramidal
H
H
Die einzelnen Bindungspolaritäten
gp
addieren sich
vektoriell zum Dipolmoment.
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66
Effekt eines elektrostatischen Feldes auf die
Orientierung von Molekülen mit Dipolmoment
ohne Feld
mit Feld
Moleküle mit Dipolmoment (polare Moleküle) richten sich im
elektrischen Feld aus.
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67
Elektronegativität
Die Elektronegativität eines Atoms beschreibt das Vermögen,
Vermögen
Bindungselektronenpaare an sich zu ziehen.
Relative Elektronegativitäten
g
der Hauptgruppenelemente:
p g pp
Elektronegativitätsskala von L. Pauling (Werte von 0.8 bis 4.0)
H
2.2
He
–
Li
10
1.0
Be
16
1.6
B
20
2.0
C
26
2.6
N
30
3.0
O
34
3.4
F
40
4.0
Ne
–
Na
0.9
Mg
1.3
Al
1.6
Si
1.9
P
2.2
S
2.6
Cl
3.2
Ar
–
K
0.8
Ca
1.0
Ga
1.8
Ge
2.0
As
2.2
Se
2.6
Br
3.0
Kr
–
Rb
0.8
Sr
0.9
In
1.8
Sn
2.0
Sb
2.1
Te
2.1
I
2.7
Xe
–
Cs
0.8
Ba
0.9
Tl
2.0
Pb
2.3
Bi
2.0
Po
2.0
At
2.2
Rn
–
68
Trends der Elektronegativität
i Hauptgruppen
in
H
t
des
d PSE
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69
Trends der Elektronegativität im PSE
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70
Die Elektronegativitätsdifferenz von
Bi d
Bindungspartnern
t
und
d ih
ihre physikalischen
h ik li h Folgen
F l
Verbindung
Dipolmoment
1030/C.m]
Bindungsenergie
[kJ mol-1]
Elektronegativitätsdifferenz
HF
6.38
565
1.8
HCl
3.44
431
1.0
HBr
2.60
364
0.8
HI
1.27
297
0.5
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71
Der Übergang von kovalenter Bindung zur
Ionenbindung
100%
Ionenbindung
Ionisc
cher Cha
arakter
Ionenbindung
verzerrte Ionen
polare kovalente
Bindung
polarisierte
g
kovalente Bindung
kovalente Bindung
0%
0
1
2
Elektronegativitätsdifferenz
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3
kovalente Bindung
72
Die Struktur von Molekülen
Valenzbindungstheorie und Hybridisierung
Valenzbindungstheorie
Energiee/kJ mol‐1
Die Atombindung kommt durch Wechselwirkung von Orbitalen,
d.h. durch deren Überlappung zustande.
Die Bildung
des
H2 Moleküls
Bindungsenergie
Bindungsdistanz
r
Distanz zwischen H-Atomen
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73
Die -Bindung des H2-Moleküls
H
H
z
H2

z
-Bindung von H2 dargestellt
als Elektronenwolke von
zylindrischer Symmetrie
Durchdringung der Orbitale führt
zur ”Resonanz“, verbunden mit
Energiegewinn bei Bindung.
Im Gegensatz zum
Valenzstrichmodell bilanziert die
Valenzbindungstheorie nicht allein
Valenzelektronen sondern
Valenzelektronen,
berücksichtigt auch die Ausrichtung,
d.h. die Geometrie der Orbitale für
optimale Überlappung.
Die Vorhersage räumlicher
Atomanordnungen in Molekülen wird
dadurch möglich
74
Die -Bindung des H2-Moleküls
Energiegewinn
durch Bindung
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75
Überlappung von p und s Orbital
Beispiel: -Bindung von HF
Valenzelektronen von HF
-Bindung aus 2p und 1s Orbital
Die Orbitale überlappen und bilden eine Elektronenwolke von
zylindrischer Symmetrie.
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76
Das H2O-Molekül mit Überlappung von
2p
2p- und 1s
1s-Orbitalen
Orbitalen
Valenzelektronen
σ(O H) Bindungen durch
Bildung zweier σ(O-H)-Bindungen
Paarung von Elektronen und Überlappung
der Orbitale.
Bindungswinkel hier formal 90°,
der experimentell ermittelte Wert
ist 104.5°
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77
Doppel und Dreifachbindung
(π-Bindungen)
(π Bindungen)
Beispiel: N2, NN
Elektronenkonfiguration
Befinden
B
fi d sich
i h zweii ungepaarte El
Elektronen
k
in benachbarten p-Orbitalen, die
seitlich parallel zueinander stehen,
stehen
können sich die Elektronen paaren, und
pp zu einer
die Orbitale überlappen
π -Bindung mit zwei Orbitallappen .
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78
Das N2-Molekül
Di
Die elektronische
l kt i h St
Struktur
kt ddes N2-Moleküls:
M l kül
 (2p x, 2px )
 (2p y, 2py )
2px x
z
2pz
z
2 y
2p
y
N
z
z
(2p z , 2pz )
N
Bildung von zwei -Bindungen aus der seitlichen Überlappung von
px- oder py-Orbitalen.
Di bbeiden
Die
id Atome
At
sind
i d durch
d h eine
i -Bindung
Bi d
undd
zwei -Bindungen gebunden.
79
Hybridisierung
Beispiel: Kohlenstoffatom
2p  
  
   
sp 3
2s 
Grundzustand

 
  
 
sp 2
sp

angeregter
Zustand
sp3-Hybridisierung
sp2-Hybridisierung
sp-Hybridisierung
Als Hybridisierung bezeichnet man den Vorgang der „Mischung“ von
Orbitalen mit verschiedenen Nebenquantenzahlen.
Die hybridisierten Orbitale sind energiegleich
energiegleich.
Sie erhalten durch Hybridisierung neue Formen.
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80
sp3 Hybridisierung des Kohlenstoffs:
Modellvorstellung
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81
Form der Kohlenstoff-Hybride
sp: linear
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2
sp : trigonal
3
:
sp : tetraedrisch
82
sp
p3 Hybridisierung
y
g des Kohlenstoffs:
Tetraedrische Geometrie
Die Vierbindigkeit des Kohlenstoffs ist die
Grundlage zur Chemie des Lebens.
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83
Hybridisierungen unter Einbezug von d-Orbitalen
Beispiel: Phosphoratom
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84
Hybridisierungen unter Einbezug von d-Orbitalen
sp3 d: trigonal-bipyramidal
trigonal bipyramidal
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sp3 d2 : oktaedrisch
85
Weitere Beispiele zur Hybridisierung
M
Methan
h
Ethen CH2=CH2
Bindungen in Ethen: an jedem
C-Atom 3 s-Bindungen
(2 C-H und eine C-C).
Das nicht-hybridisierte p-Orbital
überlappt seitlich mit
demjenigen des
benachbarten C-Atoms:
Bildung einer p-Bindung.
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86
Verteilung der Elektronendichte
in den π-Bindungen des Ethens
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87
Bindungslänge und Bindungsenergie
Durch
D
h eine
i Atombindung
At bi d
werden
d zweii Atome
At
auff einen
i
bbestimmten
ti
t Abstand
Ab t d zu
einander gehalten: Gleichgewichtsabstand zwischen Abstossung durch die positiv
geladenen Kernrümpfe und der Anziehung durch Ausbildung der Atombindung.
Den mittleren Abstand bezeichnet man als Bindungslänge.
Zur Spaltung einer Atombindung muss die Bindungsenergie zugeführt werden.
Molekül
Bindungslänge [nm]
Bindungsenergie
H2
(W
(Wasserstoff)
t ff)
HH
H-H
0 074
0.074
436 kJ/
kJ/moll
H2O
(W
(Wasser)
)
OH
O-H
0 096
0.096
463 kJ/
kJ/moll
NH3
(Ammoniak)
N-H
0.100
391 kJ/mol
CH4
(Methan)
C-H
0.107
413 kJ/mol
88
Die ionische Bindung
Als IIonenbindung
Al
bi d
bbezeichnet
i h t man di
die (elektrostatische)
( l kt t ti h ) Anziehung
A i h
zwischen gegensätzlichen Ladungen von Anionen und Kationen.
Die Bildung eines Ionenpaares am Beispiel Kaliumchlorid:
(1) Bildung von 1 mol Kalium- und Chloridionen im Gaszustand
Ionisierungsenergie K(g)
Elektronenaffinität

K(g) + e-(g) +418 kJ
Cl(g) + e-(g) 
(2)
( ) K(g)
(g) + Cl(g)
(g) 
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Cl-(g)
K(g) + Cl-(g)
-349 kJ
+69 kJ
89
Die Bildung von Ionenpaaren
K
+
K
–
e
Cl
–
Cl
In chemischen Prozessen bilden sich nur selten Ionenpaare,
sondern spontan Ionenkristalle (Salze),
mit regelmässiger räumlicher Anordnung der Ionen in einem Ionengitter von
prinzipiell
p
p
unendlicher Ausdehnung.
g
Reale Kristalle haben jedoch eine endliche Grösse.
K+(g) + Cl-(g) KCl(s)
( ) + Energie
g
Die freiwerdende Energie ist die Gitterenergie.
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90
Modell eines Ionengitters
(Beispiel: KCl oder NaCl)
Kleine Kugeln: Kationen
Grosse Kugeln: Anionen
Kationen und Anoinen-Gitter
durchdringen sich.
Sie sind jeweils
kubisch-dichteste
Kugelpackungen.
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91
Beispiele von Ionen (Atom- und Molekülionen)
Na+
Biologisch relevante Kationen
Kationen...
Natrium-Ion
F-
...und
und Anionen
Fluorid-Ion
K+
Kalium Ion
Kalium-Ion
Cl-
Chlorid Ion
Chlorid-Ion
Mg2+
Magnesium-Ion
Br-
Bromid-Ion
Ca2+
Calcium-Ion
I-
Iodid-Ion
H+
Wasserstoff-Ion ((Proton))
OH-
Hydroxid-Ion
y
Cu2+
Kupfer(II)-Ion
S2-
Sulfid-Ion
2
Fe2+
Eisen(II)-Ion
2
SO42-
Sulfat-Ion
Fe3+
Eisen(III)-Ion
NO3-
Nitrat-Ion
Co2+
Cobalt(II)-Ion
PO43-
Phosphat-Ion
NH4+
Ammonium Ion
Ammonium-Ion
HCO3-
Hydrogencarbonat Ion
Hydrogencarbonat-Ion
CH3COO-
Acetat-Ion
92
Die metallische Bindung
Einfachstes Modell:
 Dreidimensionale
Atomrümpfen
D idi
i l Struktur
St kt aus positiv
iti geladenen
l d
At
ü f
 Valenzelektronen sind delokalisiert (nicht an ein bestimmtes Atom
ggebunden)) und daher frei beweglich:
g
„Elektronengas“
g
 Dies bewirkt elektrische Leitfähigkeit, Wärmeleitfähigkeit und Glanz
 Die Anziehungskräfte zwischen Atomrümpfen und delokalisierten
Vl
Valenzelektronen
l k
bild die
bilden
di metallische
lli h Bindung
Bi d
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93
Materie - Stoffe und Stoffgemische - Verbindungen
Materie
M
t i ist
i t alles
ll was Raum
R
beansprucht
b
ht undd Masse
M
b it t undd
besitzt
besteht in der Regel aus unterschiedlichen Stoffen.
Stoffe können reine Stoffe sein oder Stoffgemische:
 Ein Stoff ist durch bestimmte physikalische und chemische
Eigenschaften charakterisiert (makroskopische Eigenschaften),
einzelne Atome oder Moleküle durch die mikroskopischen
Ei
Eigenschaften.
h ft
 Reine Stoffe sind Elemente oder Verbindungen, wobei Elemente aus
einer
i Atomsorte
A
und
dV
Verbindungen
bi d
aus einer
i
M l kül
Molekülsorte
b
bestehen.
h
 Ein homogenes Gemisch ist ein mikroskopisch einheitliches
Gemisch
i h reiner
i
Stoffe.
ff
Eine abgegrenzte Menge eines homogenen Stoffes nennt man Phase.
 Heterogene Stoffgemische bestehen makroskopisch erkennbar aus
mehreren Phasen.
94
Materie
Heterogene Gemische
(veränderliche Zusammensetzung)
Trennung
Homogene Stoffe
mit physikalischen
Methoden
Homogene Gemische
(Lö
(Lösungen;
veränderliche
ä d li h
Zusammensetzung)
Trennung
mit physikalischen
Methoden
Verbindungen
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Reine Stoffe
feste Zusammensetzung)
Trennung
mit chemischen
Methoden
El
Elemente
t
95
Materie ist aus verschiedenen Stoffen aufgebaut:
* = Trennung mit physikalischen Methoden
** = Umwandlung mit chemischen Methoden
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96
Aggregatszustände
Aggregatszustände
A
t
tä d sind
i d die
di Erscheinungsformen
E h i
f
von Materie
M t i
fest (s)
(solid)
flüssig (l)
(liquid)
gasförmig (g) (gaseous)
gasförmig (g)
Ekin :
flüssig (l) fest (s)
nimmt ab
Ordnung:
O
d u g nimmt ab
97
Feste Stoffe
Feste Stoffe haben definierte Formen und Volumen.
Mikroskopisch sind sie der kompakteste Zustand mit der grössten
Ordnung und der geringsten Bewegungsenergie der Teilchen (Ekin).
Vi Klassen:
Vier
Kl
- Metalle bestehen aus Kationen von Elektronengas
g umgeben
g
- Ionische Festkörper bestehen aus Kationen und Anionen
- V
Vernetzte
t t Festkörper
F tkö
b t h aus Atomen,
bestehen
At
di
die ddurch
h
Atombindungen unendlich verknüpft sind
- M
Molekulare
l k l
F
Festkörper
kö
b
bestehen
h aus meist
i geordneten
d
Ansammlungen einzelner Moleküle
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98
Feste Stoffe
Klasse
Beispiele
p
Charakteristische Eigenschaften
g
Metalle
Elemente der 1. und 2.
Hauptgruppe,
Übergangsmetalle
schmiedbar, duktil, glänzend,
leiten elektrischen Strom und
Wärme gut
ionische
Festkörper
NaCl, KNO3,
CuSO4·5H2O
hart, starr, spröde, hohe Schmelzund Siedepunkte, in Wasser
lösliche Verbindungen,
Verbindungen leiten in
Lösung den elektrischen Strom
vernetzte
Festkörper
B, C,
B
C schwarzer
Phosphor, BN, SiO2
hart, starr,
hart
starr spröde,
spröde sehr hohe
Schmelz- und Siedepunkte, in
Wasser unlöslich
molekulare
Festkörper
p
BeCl2, S8, P4, I2, Eis,
Glucose, Naphthalin
p
reaktiv, niedrige Schmelz- und
Siedepunkte,
p
im reinen Zustand
spröde
99
Dichteste Kugelpackungen der Metalle
Schichtfolge:
AB
Schichtfolgen: ABC
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ABA
100
Dichteste Kugelpackungen der Metalle
Schichtfolgen: ABC
k bi h
kubisch
Kubisch dichteste
Kugelpackung (KDP)
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ABA
h
hexagonal
l
Hexagonal dichteste
Kugelpackung (HDP)
101
Ionische Festkörper:
Wi
Wichtige
hti St
Strukturtypen
kt t
Natriumchlorid-Typ
(NaCl)
Cäsiumchlorid-Typ
(CsCl)
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Zinkblende -Typ
(ZnS)
102
Ionische Festkörper:
Wi hti St
Wichtige
Strukturtypen
kt t
S
Natriumchlorid-Typ
N
i
hl id T
(NaCl)
Cäsiumchlorid-Typ
Cä
i
hl id T
(CsCl)
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Zinkblende
Zi
kbl d -Typ
T
(ZnS)
103
Vernetzte Festkörper: Kristallin vs. amorph
Si
Ausschnitt aus der
Diamantstruktur:
Tt d
Tetraedermotif
tif
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O
ungeordnetes Netzwerk von
SiO2 = Quarzglas
( i hti
(wichtiger
Laborwerkstoff)
L b
k t ff)
104
Vernetzte Festkörper: Kohlenstoff-Modifikationen
Graphit
p
• schwarz, weich
• Bsp.:
Bsp : Bleistiftminen
Diamant
• hart, farblos
• Bsp
Bsp.:: Bohrer
Bohrer, Schmuck
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Fulleren ((C60)
• farbig, löslich
• Bsp
Bsp.:: Mikrochips
105
Vernetzte Festkörper: Kohlenstoff-Modifikationen
Ausschnitt aus der
Diamantstruktur
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Ausschnitt aus der
Graphitstruktur
106
Molekulare Festkörper
Regelmässige Anordnung von Molekülen aufgrund von
zwischenmolekularen Kräften:
manchmal dichtest gepackt
g p
wie Atome in Metallen,,
sonst andere Anordnungen.
”Lockere“ Packungg der
H2O-Moleküle im Eis
Zwischenmolekulare
Kräfte:
Wasserstoffbrückenbindungen
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107
Flüssige Stoffe
Flüssige Stoffe haben:
 definiertes Volumen
 keine stabile Form
 mittlere Bewegungsenergie der Bestandteile
 nur teilweise Ordnung
 im statistischen Mittel eine ungefähr gleiche
Lage der nächsten Nachbarn (Nahordnung)
 auf grössere Distanz keine Regelmässigkeiten
(keine Fernordnung)
 zwischenmolekulare Kräfte
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108
Flüssigkeiten besitzen im Gegensatz zu (idealen)
G
Gasen
zwischenmolekulare
i h
l k l
K
Kräfte
äft
Art und Stärke der Kräfte bestimmen die folgenden
Eigenschaften einer Flüssigkeit:
Schmelzpunkt,
p
, Siedepunkt,
p
, Dampfdruck,
p
,
Oberflächenspannung und Zähigkeit (Viskosität).
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109
Typen zwischenmolekularer Anziehungskräfte:
Flüssigkeiten und molekulare Festkörper
Zwischenmolekulare Anziehungskräfte sind schwächer als die Kräfte
d Atombindung,
der
At bi d
der
d metallischen
t lli h Bindung
Bi d
oder
d der
d Ionenbindung
I
bi d
sind elektrostatische Kräfte zwischen
• Dipol-Dipol-Kräfte
p
p
ausgerichteten Dipolen
Orientierung von
polaren Molekülen
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110
London- oder Dispersionskräfte
(van der Waals
Waals-Kräfte)
Kräfte)
Fluktuierende momentane Dipole (hervorgerufen durch
Bewegung der Elektronen) induzieren ausgerichtete Dipole
in benachbarten Atomen und Molekülen.
Momentane,
M
fluktuierende
fl k i
d Dipole
Di l benachbarter
b
hb
Teilchen
T il h
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111
Wasserstoffbrückenbindung
Das Wasserstoffatom eines Moleküls mit positiver Partialladung und
ein einsames Elektronenpaar am elektronegativen Atom eines
benachbarten Moleküls ziehen sich gegenseitig an
(überwiegend elektrostatische Kräfte) und bilden eine
Wasserstoffbrücke:
Prinzip:
Assoziation von
Wassermolekülen
aufgrund von
W
Wasserstoffbrückent ffb ü k
bindungen durch
((---)) gekennzeichnet
H · · · · Protonenacceptor
Protonendonator
+
+
112
Wasserstoffbrückenbindung
Wasserstoffbrücken:
nur 5-10% der kovalenten Bindungsstärke
Eis hat eine ggeringere
g
Dichte als Wasser durch
raumerfüllendes Wasserstoffbrücken-Netzwerk
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113
Die Wasserstoffbrückenbindung
Z
Zunahme
h
d
der Bi
Bindungsstärke
d
ä k dder W
Wasserstoffbrücken
ffb ü k
N–H...N
<
O–H...O
<
F–H...F
Siedepunkte der
Wasserstoff-Verbindungen
von Elementen der
14., 15., 16. und 17.
Hauptgruppe
Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
114
Überblick über die Stärke der einzelnen Kräfte
Typ d
T
der WechselW h l
wirkung
ttypische
i h Energie,*
E
i *
kJ mol-1
wechselwirkende
h l i k d Teilchen
T il h
I I
Ion-Ion
250
nur zwischen
i h IIonen
Ion-Dipol
p
15
Ionen und p
polare Moleküle
Dipol-Dipol
2
zwischen ruhenden polaren
Molekülen
0.3
zwischen rotierenden polaren
Molekülen
Londonsche
Di
Dispersionskräfte
i k äft
2
zwischen allen Arten von
M l kül
Molekülen
Wasserstoffbrücken
20
zwischen N, O, F:
di Brücke
die
B ü k iist ein
i H-Atom
HA
*Die typischen Wechselwirkungsenergien beziehen sich auf einen Abstand von 500 pm
115
Gase
 Im idealen Gas haben Atome und Moleküle
keine Wechselwirkungskräfte untereinander!
 Gase breiten sich im Raum ungehindert aus.
In abgeschlossenen Systemen (charakterisiert durch ihr Volumen) übt
d G
das
Gas einen
i
D k auff di
Druck
die (G
(Gefäss-)Wände
fä )Wä d aus.
 Die Gasatome oder -moleküle haben eine mittlere Geschwindigkeit
v2 ~T/m
 Mit zunehmender
Geschwindigkeit (Temperatur)
wächst der Druck
Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
116
Das allgemeine Gasgesetz für ideale Gase
p = Druck (in Pa = Nm-2)
V = Volumen ((in m3)
n = Stoffmenge (in mol)
R = allgemeine Gaskonstante (8.31 J mol-1K-1)
T = Temperatur (in K)
p. V = n .R . T
Weitere gebräuchliche Einheiten für Druck (nicht-SI):
(nicht SI):
1013 Hektopascal = 1.013 bar = 760 mmHg = 760 Torr = 1 atm
Verschiedene Proportionalitäten des Gasgesetzes sind eigene Gesetze:
V  1/p
1/
B l ‘ h Gesetz
Boyle‘sches
G t (T = const)
t)
V  T Gay-Lussac‘sches Gesetz (p = const)
V  n Satz von Avogadro
Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
117
Satz von Avogadro
Vn
oder
K t t = Vm = V/n
Konstante
V/
V = Konstante . n
Vm = Molvolumen
M l l
Das Molvolumen eines idealen Gases bei Standardbedingungen
(0 °C oder 273.15 K und 105 Pa) entspricht 22.4 L
Reale Gase haben ein von Vm abweichendes Molvolumen.
Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
118
Klassifizierung von heterogenen Gemischen
Aggregatszustände
Bezeichnung
Beispiele
Verfahren zur Phasentrennung
fest + fest
Gemenge,
Konglomerat
Granit, Sand +
Salz, Aspirintablette
Sortieren, Sieben, Flotation,
Scheidung nach Dichte,
elektrostat. Trennung, Extraktion
fest +
flü i
flüssig
Suspension
Malerfarbe,
S hl
Schlamm
Sedimentieren + Dekantieren,
Z t if i
Zentrifugieren,
Filt
Filtrieren
i
flüssig +
flüssig
Emulsion
Milch, Creme
Zentrifugieren, Scheidetrichter
fest +
gasförmig
Aerosol
Rauch
Sedimentieren, Filtrieren,
elektrostatische Trennung
flüssig +
ggasförmigg
Aerosol
Nebel, Schaum
Sedimentieren
Gase mischen sich immer homogen!
119
Phasenumwandlung, Zustandsdiagramme
Der Aggregatszustand eines Stoffes hängt von Temperatur und Druck ab.
Die Änderung des Aggregatszustandes ist eine Phasenumwandlung.
Beim Schmelzen, Verdampfen oder Sublimieren muss
Energie zugeführt werden.
werden
Während der Phasenumwandlung bleibt die Temperatur konstant.
120
Zustands- oder Phasendiagramm
Phasendiagramm
von CO2
 Die einzelnen Phasen
haben Existenzbereiche
 Die Phasengrenzen
entsprechen den Linien
 Am Tripelpunkt sind 3
Phasen existent
 U
Unterhalb
t h lb vom
Tripelpunkt existiert die
flüssige Phase nicht.
Als Phasenübergang ist hier
nur die Sublimation
möglich.
Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
121
Zustands- oder Phasendiagramm
Phasendiagramm
von H2O:
Druckabhängigkeit
des Siedepunktes
Wasser siedet im
Hochgebirge schon
bei ca. 85 °C
Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
122

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