Chemie Zusammenfassung - FSMB

Chemie Zusammenfassung
Vorlesungsteil III - Grundlagen der Chemischen
Bindung
Chemische Bindung:
Die chemische Bindung ist ein chemisches Phänomen, durch das
zwei oder mehrere Atome oder Ionen fest zu chemischen
Verbindungen aneinander gebunden sind. Dieses beruht darauf, dass
es für die meisten Atome oder Ionen energetisch günstiger ist, an
geeignete Bindungspartner gebunden zu sein, anstatt freie einzelne
Teilchen zu bilden.
Grundtypen der chemischen Bindung:
Chemische Bindungen können aufgeteilt werden in
Intermolekulare Bindungen
Intramolekulare Bindungen
Mit intermolekular bezeichnet man einen
Vorgang (wie beispielsweise eine
chemische Reaktion), der zwischen zwei
oder mehreren verschiedenen Molekülen
abläuft.
Mit intramolekular bezeichnet man hingegen
einen Vorgang, der innerhalb eines einzelnen
Moleküls abläuft.
Beispiele:
- H-Brücken
- Van-der-Vaals-Kräfte
- Elektrostatische Verbindungen
Beispiele:
- metallische Verbindungen (Na)
- ionische Verbindungen (NaCl)
- kovalente Verbindungen (C2)
Bindungspolarität:
Atombindungen aufgrund von Bindungspolarität sind chemische Bindungen, bei denen
die beteiligten Atome infolge ihrer unterschiedlichen Elektronegativität Teilladungen tragen.
Die Differenz ist jedoch nicht groß genug, dass eine reine Ionenbindung entsteht.
Das
Atom mit
dem größeren Elektronegativitätswert (EN) zieht die bindenden Elektronen stärker zu sich
heran als das Atom mit dem kleineren EN-Wert. Dadurch wird die Ladungsverteilung entlang
der Atombindung asymmetrisch. Das Atom des stärker elektronegativen Elements erhält eine
negative Teilladung, das Atom des schwächer elektronegativen Elements eine positive
Teilladung. Diese Teilladungen sind kleiner als die Ladungen von Ionen. Die polare
Atombindung stellt einen Übergang von der reinen Atombindung zur Ionenbindung dar.
Valence Bond Theorie:
Bei dem Modell der Valence Bond Theorie entsteht eine Valenzbindung zwischen zwei
Atomen dadurch, dass jedes dieser Atome ein Elektron für eine Bindung zur Verfügung stellt.
Diese beiden Elektronen bilden ein Elektronenpaar in einem bindenden Molekülorbital. Die
beiden Atome im Molekül haben nun Anteil an beiden Elektronen, also am „eigenen“
Elektron und am Elektron „des Partners“. Der energetische Vorteil, der dadurch für die beiden
Atome entsteht, ist die Triebkraft für die Bildung von Molekülen. Diese Art von Bindung
wird auch kovalente Bindung genannt.
Bei der Valence Bond Theorie wird lediglich äußerste Elektronenhülle (Valenzelektronen)
berücksichtigt.
Oktettregel:
Die Oktettregel oder AchtElektronen-Regel besagt, dass
viele Atome Moleküle oder
Ionen bilden, bei denen die
Zahl der äußeren Elektronen
(Valenzelektronen) acht beträgt,
d. h., dass die Atome bestrebt
sind, die
Elektronenkonfiguration eines
Edelgases anzunehmen. Sie ist
damit ein Spezialfall der
umfassenderen Edelgasregel.
Elektronenformeln nach Lewis:
Die Valenzstrichformel (nach Gilbert Newton Lewis), ist ein Konzept aus der Chemie. Sie
dient zur Darstellung und zum grundlegenden
Verständnis der Struktur von einfachen Molekülen. Sie
basiert auf der Oktettregel. Bei der Verwendung der
Lewisschreibweise werden nur die äußersten Elektronen
des Atoms, also die Valenzelektronen, beachtet. Dabei
werden freie Elektronen als Punkt und freie
Elektronenpaare als Strich dargestellt.
Einfachbindung:
Mehrfachbindung:
Atombindung zwischen zwei Atomen ( Punkt + Punkt -> Strich )
Eine Doppel-, Dreifachbindung ist eine Form der chemischen
Bindung, bei der zwei Atome über zwei,drei verschiedene
Atombindungen verknüpft werden. (Doppel-, Dreifachstrich)
Als Mesomerie (Resonanz) wird die
Erscheinung bezeichnet, dass die in einem
Molekül oder mehratomigen Ion vorliegenden
Bindungsverhältnisse nicht durch eine einzige
Strukturformel dargestellt werden können,
sondern nur durch mehrere Grenzformeln.
Als isoelektronisch bezeichnet man zwei
Atome, Ionen oder Moleküle, wenn sie
dieselbe Elektronenzahl und eine sehr ähnliche
Elektronenkonfiguration besitzen, obwohl sie
aus anderen Elementen bestehen.
Hybridisierung:
Hybridisierung bezeichnet die Kombination
verschiedener Atomorbitalen zu so
genannten Hybridorbitalen. In Abhängigkeit
von der Zahl und Art der eingebrachten
Atomorbitale lassen sich unterschiedliche
Hybridorbitale erhalten.
sp1: sp-Hybrid-Orbitale kommen zustande durch die Mischung des 2s
Atomorbitals mit dem 2px-Orbital.
sp2: sp²-Hybrid-Orbitale kommen zustande durch die Mischung des 2s
Atomorbitals mit dem 2px-und
dem 2py -Orbital.
sp3: sp³-Hybrid-Orbitale kommen zustande durch die Mischung des 2s
Atomorbitals mit dem 2px-,2pyund dem 2pz- Orbital.
Hypervalenz
In der Valenzstrichformel für Moleküle wie PF5 oder SF6 (5.-8. Hauptgruppe) muss man mehr
als vier kovalente Bindungsstriche an das P- bzw. S-Atom zeichnen.Ähnlich ist es beim XeF2,
bei dem sich zusammen mit den einsamen Elektronenpaaren fünf Valenzelektronenpaare am
Xenon-Atom ergeben. Atome mit dieser Art von Oktett-Aufweitung werden hypervalent
gennant. Bis vor kurzem wurde hier die Beteiligung von d-Orbitalen des Zentralatoms
angenommen, z.B sp³d²-Hybridisierung für das Schwefel-Atom im SF6.
VSPER-Theorie (Valenzelektronenpaar-Abstoßungsmodell) ermöglicht, die geometrische
Anordnung der Atome in einem Molekül vorauszusagen.
Regel:
- In Molekülen des Typs AXn ordnen sich die Elektronenpaare in der Valenz-Energiestufe des
Zentralatoms (A) so an, dass der Abstand zwischen ihnen
möglichst groß wird.
- Die freien Elektronenpaare (hier mit E symbolisiert) in einem
Molekül vom Typ AXnEm beanspruchen mehr Raum als die
bindenden Elektronenpaare und führen somit zu einer
Vergrößerung der Winkel X-A-E und einer Verkleinerung der
Winkel X-A-X.
- Nach Möglichkeit wird stets ein großer Abstand mehrerer
freier Elektronenpaare zueinander gewählt.
- Elektronegative Substituenten ziehen bindende
Elektronenpaare stärker an sich heran und vermindern damit
deren Raumbedarf.
- Mehrfachbindungen werden wie ein übergroßes Elektronenpaar
gewertet und beanspruchen somit mehr Raum als
Einfachbindungen. Hierbei steigt der Platzbedarf mit der
Bindungsordnung. Einzelne freie Elektronen in Radikalen
nehmen hingegen weniger Raum ein als freie Elektronenpaare.
- Der Winkel zwischen den Elektronenpaaren mit geringerem Platzbedarf wird durch die
Anwesenheit von Elektronenpaaren mit größerem Platzbedarf verkleinert. So ist
beispielsweise der H-C-H-Winkel in Formaldehyd (H2C=O) kleiner als der H-C-H-Winkel in
Methan (CH4).
Grundlegende Strukturpolyeder:
2 EP → lineare Anordnung, 180° z.B Cl-Hg-Cl
3 EP → Dreieck, 120°
4 EP → Tetraeder, ~~109,5°
5 EP → trigonale Bipyramide, 90° axial/120° aquatorial
6 EP → Oktaeder, 90°, z.B SF6, IF5
Verzerrung der Geometrien aufgrund von Elektronegativitäten bei vier EP. Bei
NH3 drückt das einsame EP wegen stärker abstoßender Wirkung (N >EN) die bindenden EP
zusammen → Winkel nur noch 107°. Bei H20 105°, da die bindenden EP nun von zwei nicht
bindenden EP abgestoßen werden.
Strukturen sind nicht starr: Moleküldynamik
Berry-Pseudorotation
In einem Molekül befinden sich die Atome nicht
völlig starr an einer bestimmten Position, sondern
führen in Abhängigkeit von der
Umgebungstemperatur Schwingungen aus. Diese
sogenannten Deformationsschwingungen führen zu
periodischen Änderungen von Bindungslängen und
Bindungswinkeln. Als Folge dieser Deformationsschwingungen bewegen sich bei der BerryPseudorotation die beiden Atome in apikaler Position aufeinander zu, der Bindungswinkel 4–
Zentralatom–5 wird von 180° auf 120° verkleinert und die
Bindungslängen verkürzen sich, während zwei äquatoriale Atome
sich voneinander wegbewegen, der Bindungswinkel wird hier von
120° auf 180° aufgeweitet und der Abstand zum Zentralteilchen vergrößert sich.
Molekülorbitaltheorie
Die MO-Theorie ist eine von zwei komplementären Möglichkeiten den Aufbau von
Atombindungen zu beschreiben. Beim MO-Verfahren werden die Atomorbitale der
beteiligten Atome ‚vermischt‘. Dabei spalten sie sich in bindende und antibindende
Molekülorbitale auf..Mathematisch handelt es sich dabei um eine Lösung der SchrödingerGleichung für mehratomige Systeme.
Regeln:
-> Kombination zweier Potential führt zur Interferenz der Wellenfunktionen
-> Interferenz (=Überlappung) bestimmt durch:
- räumliche Nähe
- energetische Nähe
- Orbitalgeometrie
Ψ1 + Ψ2
Für MO gelten die selben Gesetzmäßigkeiten wie für Atomorbitale,
insbesonder das Pauli-Prinzip. Wie bei einem Atom sind auch bei einem
Molekül Orbitale unterschiedlicher Energien zu berücksichtigen.
Energie, Symmetrie, Bindung:
Als σ-Bindung wird eine
Bindung bezeichnet, die
rotationssymmetrisch zur
Bindungsachse ist. Anders
ausgedrückt werden Orbitale
(und deren Wellenfunktion)
überlagert, d.h. s-, px-, dz2Orbitale und Mischungen
(Hybride) aus diesen.
π-Molekülorbitale sind nicht
rotationssymmetrisch um die
Verbindungslinie zwischen den
Atomkernen. Es enthält eine
Knotenebene in der Kernachse.
σ-π-Modell
Eine Doppelbindung besteht aus einer σ-Bindung und aus einer π-Bindung, wobei die
Bindungspartner im sp2-hybridisierten Zustand vorliegen: drei Hybridorbitale weisen in die
Ecken eines gleichseitigen Dreiecks, senkrecht dazu steht das pz-Orbital, das nicht für die
Hybridisierung verwendet wurde. Die σ-Bindung entsteht durch Überlappung zweier
Hybridorbitale, die π-Bindung entsteht durch Überlappung der zwei pz-Orbitale. Da beide pzOrbitale parallel zu einander stehen müssen, entsteht ein neues Molekülorbital mit einer
Knotenebene.
Zeichnen von MO-Diagrammen
Zu beachten ist, dass bei der
Linearkombination zweier AOs ein bindendes
MO mit tieferer Energie als das tieferliegende
AO und ein antibindendes MO mit
höherliegender Energie als das höherliegende
AO gebildet werden. Die Aufspaltung wird in
erster Näherung von der Überlappung
bestimmt. So kann man z. B. vorhersagen, dass
eine σ-Bindung stärker aufspaltet als eine π-Bindung.
Ligandengruppenorbitale
Problem: Bei mehr als zwei Teilchen MO-Schemata unübersichtlich
Lösung: LGO
I) Separierung des Moleküls in Zentralatom + Liganden (Atom oder Molekül, welches über
eine dative Bindung (koordinative Bindung) an ein zentrales Metall-Ion koordiniert)
II) Aufstellen der mögl. Wellenfunktionen für alle Ligandenorbitale gemeinsam
III) WW der LGO
Ligandengruppenorbitale (LGOs) sind die Orbitale der "Liganden" die man vor der
Linearkombination mit den Orbitalen des "Zentralatoms" bildet. Man geht hier von
symmetrietechnischen Überlegungen aus.
Einfaches Beispiel: BeH2 (linear H-Be-H, monomer ein hypothetisches Teilchen; in Realität
hoch polymere Verbindung)
Zuerst bildet man die LGOs der beiden 1s Orbitale der beiden H. Diese kann man wie im MO
Schema von H2 nur auf zwei Arten kombinieren, einmal mit gleicher Phase, einmal mit
unterschiedlicher Phase.
Diese zwei Orbitale lassen sich dann mit den Orbitalen von Be wechselwirken. Das Orbital
mit gleicher Phase kann mit dem s Orbital von Be wechselwirken, das pz Orbital
(Molekülachse = z-Achse) kann mit dem LGO unterschiedlicher Phase wechselwirken. Die
beiden anderen p Orbitale von Be können aus symmetriegründen nicht konstruktiv
miteinander wechselwirken. Hieraus kann man sich dann einigermaßen ein MO-Schema
basteln.
π/σ-Separierung
siehe S.137, oben
Wichtig: strikte Trennung von VB (Valenz Bond) und MO (Molekül Orbital) Theorie!!!
Van-der Waals Wechselwirkungen und Edelgase
Mit Van-der-Waals-Kräften bezeichnet man die relativ schwachen nicht-kovalenten
Wechselwirkungen zwischen Atomen oder Molekülen, deren Wechselwirkungsenergie mit
etwa der sechsten Potenz des Abstandes abfällt. Alle Van-der-Waals-Kräfte sind im Vergleich
zur Atombindung und Ionenbindung schwache Kräfte Diese Kraft tritt im Allgemeinen
zwischen unpolaren (ungeladenen) Kleinstteilchen (Edelgasatome, Moleküle) auf und führt zu
einer schwachen Anziehung dieser Kleinstteilchen.
Edelgase
Sie kommen nur atomar vor, d. h. nicht molekular, da sie chemisch nahezu keine
Verbindungen eingehen können. Der Grund hierfür ist, dass die Energieniveaus (veraltet:
„Schalen“) des Atoms abgeschlossen – d. h. vollständig mit Elektronen aufgefüllt.
Edelgas (Elemente der VIII. Hauptgruppe) sind analog zu den Edelmetallen sehr
reaktionsträge (inert).
Joule-Thompson Effekt
Der Joule-Thomson-Effekt tritt auf, wenn ein reales Gas oder Gasgemisch durch Drosselung
(=Druckänderung) eine Temperaturänderung erfährt. Diese Erscheinung spielt eine wichtige
Rolle in der Thermodynamik von Gasen und ist vor allem für die Technik von Bedeutung.
Eine wichtige großtechnische Anwendung ist die Gasverflüssigung im Linde-Verfahren.
Phasendiagramm
Das Phasendiagramm ist ein Druck-Temperatur
Diagramm, aus dem man die Bedingungen ersehen
kann, unter denen ein Stoff fest, flüssig oder
gasförmig ist.
Tripelpunkt (auch Dreiphasenpunkt) ist der
Punkt, beschrieben durch Druck und Temperatur,
an dem drei Phasen eines Systems im
Gleichgewicht sind.
Kritische Punkt ist der Zustand eines Stoffes, der
sich durch Angleichen der Dichten von flüssiger
und Gasphase kennzeichnet. Die Unterschiede
zwischen beiden Aggregatzuständen hören an
diesem Punkt auf zu existieren. Im Phasendiagramm
stellt der Punkt das obere Ende der
Dampfdruckkurve dar.
Die Phasenregel beinhaltet die Aussage, dass im
thermodynamischen Gleichgewicht nicht beliebig
viele Phasen gleichzeitig nebeneinander vorliegen
können. Zudem kann man mit ihr die an einem bestimmten Punkt im Phasendiagramm
maximal möglichen Freiheitsgrade bestimmen.
Phasengesetz: P + F = K + 2 (Komponenten K, Phasen P, Freiheitsgrade F)
Kolligative Eigenschaften
(δG / δT = S; Sf < Sm < Sg)
Als kolligative Eigenschaft wird eine Stoffeigenschaft
bezeichnet, die nur von der Teilchenzahl (Stoffmenge),
nicht aber von der Art der Teilchen oder deren chemischer
Zusammensetzung abhängt.
Beispiele hierfür sind die Erscheinungen der
* Dampfdruckerniedrigung,
* Gefrierpunktserniedrigung (Kryoskopie),
* Siedepunktserhöhung (Ebullioskopie) und
* Osmose (genauer des osmotischen Drucks).
Ursache für die Dampfdruckerniedrigung und
Siedepunktserhöhung ist z. B., dass die gelösten Substanzen das chemische Potenzial des
Lösungsmittels verringern und dessen Teilchen stärker anziehen (van-der-Waals-Kräfte,
Elektrolyte: Ion-Dipol-Wechselwirkung).
Polare Bindungen
Polare Atombindungen sind chemische Bindungen, bei denen die beteiligten Atome infolge
ihrer unterschiedlichen Elektronegativität Teilladungen tragen. Die Differenz ist jedoch nicht
groß genug, dass eine reine Ionenbindung entsteht.
Das Atom mit dem größeren Elektronegativitätswert (EN) zieht die bindenden Elektronen
stärker zu sich heran als das Atom mit dem kleineren EN-Wert. Dadurch wird die
Ladungsverteilung entlang der Atombindung asymmetrisch. Das Atom des stärker
elektronegativen Elements erhält eine negative Teilladung, das Atom des schwächer
elektronegativen Elements eine positive Teilladung. Diese Teilladungen sind kleiner als die
Ladungen von Ionen. Die polare Atombindung stellt einen Übergang von der reinen
Atombindung zur Ionenbindung dar.
H - Brücken
Wasserstoffbrückenbindungenn sind eine Form der
Nebenvalenzbindung und ihre Stärke liegt in der
Regel deutlich unter denen der kovalenten
Atombindung und der ionischen Bindungen. Die
Wasserstoffbrückenbindung bewirkt u.a. dass
Wassermoleküle zu Ketten und größeren Gruppen
verbunden sind, weshalb auch warmes Wasser eine
Flüssigkeit bleibt und der Siedepunkt des Wassers
verhältnismäßig hoch liegt. Dieses Prinzip ist eine
notwendige Voraussetzung für die meisten
Lebewesen. In Proteinen sorgen Wasserstoffbrücken für den Zusammenhalt zwischen den
Atomen und erhalten so die wichtigen dreidimensionalen Strukturen der Moleküle aufrecht.