Chemie-Grundlagen

Chemie-Grundlagen
Sitzung 4
Wintersemester 2009/10
Dr. Alexander Kohly
Chemische Bindungen
Lernziele
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Wichtige Bindungsmechanismen in der Chemie erkennen
Kräfte zwischen Molekülen kennen lernen
auffrischen verschiedener Bindungstypen
Chemische Bindungen
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Chemische Bindungen entstehen, wenn die Gesamtenergie der gebundenen Atome
im Molekül geringer ist, als die der ungebundenen Atome.
Um die Gesamtenergie zu erniedrigen, führen zwei Wege zum Erfolg:
1. Das Teilen von einem Elektronenpaar
2. Das vollständige Übertragen eines Elektrons
Wichtige Begriffe:
oder
Entropie und Enthalpie
Das Universum strebt einen möglichst unordentlichen Zustand an.
Niedriger Entropiewert = Ordnung
Hoher Entropiewert = Unordnung
Hohe Enthalphie = viel gespeicherte
Energie im System
Niedrige Enthalphie = wenig gespeicherte
Energie im System
Merke:
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Entropie
Je ungeordneter ein System ist, desto niedriger ist seine darin enthaltene
Gesamtenergie (Enthalpie)…
… desto höher ist aber die Entropie.
Jedes System im Universum versucht einen möglichst großen Entropiewert zu
erreichen = viel Unordnung = gleichmäßige Verteilung.
Bindungstypen
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Ionenbindung
Elektronenpaarbindung
Metallbindung (wird hier nicht behandelt)
Dipol-Dipol-Bindung (Van der Waals Kräfte)
Wasserstoffbrückenbindung
Ionenbindung
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Als Ionenbindung bezeichnet man die Anziehung zwischen den gegensätzlichen
Ladungen von Anionen und Kationen
Ionenverbindungen sind elektrisch neutrale Atomverbände aus Anionen(-) und
Kationen(+).
Typische Ionenverbindungen sind Salze.
Ionenbindung
I. Hauptgruppe
VII. Hauptgruppe
NatriumAtom
ChlorAtom
EN =
0,9
EN =
3,0
e
-
N +
a
C
l
Gegensätzliche elektrische
Ladungen ziehen sich an.
Natrium-Ion
Na+
Cl –
Chlorid-Ion
Beispiel
Na
Na+ + eNatrium
reagiert zu einem positiv geladenen Natrium-Ion und gibt ein Elektron ab
Cl + eClChlor nimmt ein Elektron auf und reagiert zu einem negativ geladenen Chlorid-Ion (Oktett)
----------------------------------------------------Na+ + ClNaCl
Natrium-Ion und Chlorid-Ion reagieren zu Natriumchlorid (Salz), dem energieärmsten
Zustand.
Kationen und Anionen ziehen sich gegenseitig an. Sie bilden ein Kristallgitter (Ionengitter).
Elektronenpaarbindung
Molekülbindung
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auch: Atombindung, kovalente Bindung,
Elektronen werden nicht von einem Atom auf das andere übertragen.
Elektronen auf den Valenzschalen werden gemeinsam genutzt.
sind schwache Verbindung zwischen Atomen.
Moleküle, die größtenteils aus Elektronenpaar- bindungen zusammengesetzt sind,
schmelzen und sieden schon bei niedrigen Temperaturen, da sie sich gegenseitig nur
schwach anziehen.
Es gibt zwei Arten der Elektronenpaarbindung
δ-
Symmetrische (unpolare)
Elektronenpaarbindung
δ+
z.B. H2 Wasserstoffmolekül
N2 Stickstoffmolekül
O2 Sauerstoffmolekül
δ+
Polare Elektronenpaarbindung
z.B. H2O Wassermolekül
NH3 Ammoniakmolekül
CH4 Methanmolekül
•
Symmetrische Elektronenpaarbindung
bei Verbindungen gleicher Elemente
(z.B. Gase: O2, H2 , N2)
•
Polare Elektronenpaarbindung z.B. Wasser, Verbindungen mit Sauerstoff (Alkohole)
oder Kohlenstoff mit Wasserstoff
•
Die Elektronenpaarbindung führt im Allgemeinen zur Bildung einzelner, abgegrenzter
Moleküle
Vergleich von Ionen- und Elektronenpaarbindung
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Ionen- und Elektronenpaarbindungen sind extreme Erscheinungen realer
Bedingungen.
Die Differenz der Elektronegativitäten ergibt die Ausprägung einer der beiden
Bindungstypen bzw. deren Mischformen.
Bei einer Elektronegativitätsdifferenz zwischen 1,0 – 2,0 sind Merkmale der Ionenund Elektronenpaarbindung gleichermaßen ausgeprägt.
EN und chemische Bindungen
•
NaCl = Na (0,9) – Cl (3,0) = 2,1
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CH4
•
COH = C (2,5) – O (3,5) = 1,0
= O (3,5) – H (2,1) = 1,4
= C (2,5) – H (2,1) = 0,4
Wasserstoffbrücken
Dipol-Dipol-Bindung und
Ausbildung von Wasserstoffbrücken-Bindungen
Im Eis bzw. Schneekristall des Wassers.
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Anziehung zwischen polaren Molekülen mit Wasserstoffgruppen und freien
Elektronenpaaren anderer Moleküle
Alpha-Helix- Struktur
Beta-Faltblatt- Struktur
Van-der-Waals-Kräfte
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Unter diesem Begriff werden schwache Bindungskräfte zusammengefasst, die im
Nahbereich zwischen allen Molekülen wirken.
Name geht auf Johannes Diderik van der Waals (1837-1923) zurück.