Date post: | 07-Jun-2015 |
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Ionenverbindungen – Nomenklatur
Kation(Wertigkeit) + Anion-id
AzidN3-Oxonium-IonOH3
+
CyanidCN-Phosphonium-IonPH4+
PeroxidO22-Ammonium-IonNH4
+
HydroxidOH-Eisen(III)-IonFe3+
PhosphidP3-Eisen(II)-IonFe2+
NitridN3-Kupfer(II)-IonCu2+
SulfidS2-Kupfer(I)-IonCu+
OxidO2-Magneseium-IonMg2+
ChloridCl-Natrium-IonNa+
Molekülionen - Struktur
Ionenverbindungen – Nomenklatur
MnO4-PermanganatNO3
-Nitrat
Cr2O72-DichromatNO2
-Nitrit
CrO42-ChromatSO4
2-Sulfat
C2O42-OxalatSO3
2-Sulfit
CH3CO2-AcetatClO4
-Perchlorat
CO32-CarbonatClO3
-Chlorat
AsO43-ArsenatClO2
-Chlorit
PO43-PhosphatClO-Hypochlorit
F-, Cl-, Br-, I- Fluorid, Chlorid, Bromid, Iodid
Häufige Molekülanionen
Molekülionen - Struktur
Ionenverbindungen - Nomenklatur
Al2(SO4)3MgSO4Na2SO4
Al2(CO3)´3MgCO3Na2CO3
Al2O3MgONa2O
Al(OH)3Mg(OH)2NaOH
AlCl3MgCl2NaCl
Ammoniumsulfid(NH4)2SSilberphosphatAg3PO4
AmmoniumnitratNH4NO3Blei(II)carbonatPbCO3
Mangan(II)-nitratMn(NO3)2Eisen(III)oxidFe2O3
Ionenverbindungen - Nomenklatur
Formel – einfachstes, ganzzahliges Verhältnis zwischen Kationen und Anionen
Elektrische Neutralität
Cl-
3s23p6
S2-
3s23p6
P3-
3s23p6
Al3+
3s03p0
Mg2+
3s0
Na+
3s0
Ion
Ar3s23p6
Cl3s23p5
S3s23p4
P3s23p3
Si3s23p2
Al3s23p1
Mg3s2
Na3s1
Atom
=VIIAVIAVAIVAIIAIIAIAGruppe
Hauptgruppenelemente und Ionen der 3. Periode
Ionenbindung
20
21
4 ree
K???
??
???
Na(1s22s22p63s1) Na+(1s22s22p63s0) + e-
Cl(1s22s22p63s23p5) + e- Cl-(1s22s22p63s23p6)
Coulomb‘sches Gesetz e Punktladung
r Abstand zwischen Punktladungen
? DK Medium
?0 DK Vakuum
Na + Cl Na Cl+• •+ -
Ionenbindung
Elektronendichte im NaCl-Kristall (Grill, Grimm, Herrmann, Peters)
Ionenbindung
NaCl-Gitter
NaCl Gleichgewichtszustand r0 = 280 pm
KZ(Na) = 6 KZ(Cl) = 6
NaCl
Cl
ClCl
Cl
Cl ClNa
Na
NaNa
Na
Na
Ionenbindung
2 Na + O Na2O
Na(1s22s22p63s1) Na+(1s22s22p63s0) + e- /•2
O(1s22s22p4) + 2 e- O2-(1s22s22p6)
Edelgaskonfiguration – isoelektronische Teilchen
Na+, Mg2+, Al3+ [Ne]
K+, Ca2+, Ga3+ [Ar]
P3-, S2-, Cl- [Ar]
Gitterenergie
Gitterenergie UG oder ? HGitter
Energie, die bei Vereinigung äquivalenter Mengen gasförmiger Kationen und Anionen zu einem Einkristall von 1 mol frei wird.
X+(g) + Y-(g) XY(s) + UG
Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s) ? Hgitter = -788kJ/mol
Satz von Hess
Reaktionsenthalpie einer chemischen Reaktion hat einen festen Betrag, unabhängig davon, in wie vielen Schritten die Reaktion abläuft
Bestimmung der Gitterenergie
Gitterenergie
Haber-Born-Kreisprozess
1916 Fritz Haber und Max BornGesamtreaktion
Na(s) + ½ Cl2 NaCl(s) ? H0f = -411 kJ/mol
Sublimationsenthalpie
Na(s) Na(g) ? HSubl = 108 kJ/mol
Dissoziationsenergie
½ Cl2 Cl(g) ½ ? HDiss = 122 kJ/mol
Ionisierungsenergie
Na(g) Na+(g) + e- ? HIon = 496 kJ/mol
Elektronenaffinität
Cl(g) + e- Cl-(g) ? Hea = -349 kJ/mol
Gitterenergie
Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s) ? HGitter = -788 kJ/mol
Gitterenergie
? H0f = ? HSubl + ½ ? HDiss + ? HIon + ? HEa + ? HGitter
= 108 + 122 + 496 – 349 – 788 kJ/mol
= -411 kJ/mol
Na(s) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + Cl(g)
Na+(g) + e- + Cl(g)
Na+(g) + Cl-(g)
NaCl(s)
?Hf
? HSub
1/2 ?HDiss
? HIon
? HEa
? HGitter
Gitterenergie
-389065 + 140 = 205Mg2+, O2-MgO2+, 2-
-252565 + 181 = 246Mg2+, 2Cl-MgCl22+, 1-
-2090169 + 140 = 3092 Cs+, O2-Cs2O
-257095 + 140 = 2352 Na+, O2-Na2O1+, 2-
-669169 + 181 = 350Cs+, Cl-CsCl
-78895 + 181 = 276Na+, Cl-NaCl1+, 1-
Gitterenergie /kJmol-1Summe der Ionenradien
IonenVerbindungTyp
Je höher die Ladung der Ionen, desto höher ist der Beitrag zur Gitterenergie.
Je näher sich zwei entgegengesetzt geladene Ionen kommen können, desto höher ist der Betrag zur Gitterenergie (Kombination klein – groß).
Gitterenergie
+11575+2744+1816+577IIIAAl
+10545+7731+1450+738IIAMg
+9541+6913+4563+496IANa
4.3.2.1.GruppeMetall
Ionisierungsenergien für Metalle der dritten Periode
NaCl ? HIon = 496 kJ/mol ? Hgitter = -788 kJ/mol
„NaCl2“ ? HIon = 496 + 4563 kJ/mol
MgCl2 ? HIon = 738 + 1450 kJ/mol ? Hgitter = -2525 kJ/mol
Na2O ? HEA = +704 kJ/mol ? Hgitter = -2500 kJ/mol
„NaO“ ? HEA = -141 kJ/mol ? Hgitter = -800 kJ/mol
Kationen – Typen
Ca(...3s23p64s2) Ca2+(...3s23p6) + 2 e-
Zn(...3s23p63d104s2) Zn2+(...3s23p63d10) + 2 e-
Sn(...4s24p64d105s25p2) Sn2+(...4s24p64d105s2) + 2 e-
Fe2+/Fe3+
Cr2+/Cr3+
Cu+/Cu2+
Kristalline Feststoffe
CH4Niedriger Schmp., Isolator
London-KräfteUnpolare Moleküle
H2O(Niedriger) Schmp., weich, Isolator
Dipol-Dipol, London-Kräfte
Polare Moleküle
Molekülkristall
NaClHoher Schmp., hart, spröde, Isolator
Elektrostatische Anziehung
IonenIonenkristall
Kristalline Feststoffe
Cu(Hoher) Schmp., Leiter
Metallische BindungIonenElektronen
Metallkristall
AsbestfasrigKovalente Bindung, Elektrostatische Anziehung
AtomeIonen
SiS2fasrigKovalente Bindung, London-Kräfte, Dipol-Dipol
AtomeKettenstruktur
GlimmerHoher Schmp.Kovalente Bindung, eleltrostatischeAnziehung
Ionen
GraphitHoher Schmp., weich
Kovalente Bindung, London-Kräfte
AtomeSchichtstruktur
DiamantHoher Schmp., hart
Kovalente BindungAtomeGerüststruktur
Kristallgitter
Kristallstruktur
Elementarzelle
Kristallsystem
primitiv –innenzentriert –flächenzentriert
Gitterkonstante
Kubisch-primitives Gitter
Kristallgitter
kubisch a = b = c ? = ? = ? = 90 o
tetragonal a = b ? c ? = ? = ? = 90 o
hexagonal, trigonal a = b ? c ? = ? = 90 o, ? = 120 o
rhomboedrisch a = b = c ? = ? = ? ? 90 o
(ortho-)rhombisch a ? b ? c ? = ? = ? = 90 o
monklin a ? b ? c ? = ? = 90 o, ? ? 90 o
triklin a ? b ? c ? ? ? ? ? ? 90 o
Kristallgitter
4flächenzentriert
2innenzentriert
1primitiv
Äquivalente AtomeZelltyp
Kristallstrukturen von Metallen
Kubisch-innenzentrierte Kugelpackung KZ 8Hexagonal-dichteste Kugelpackung ABAB KZ12Kubisch-dichteste Kugelpackung ABCA KZ12
Kristallstrukturen von Metallen
Hexagonale Schichten AB(C) Hexagonal-dichteste Kugelpackung AB
Kubisch-dichteste Kugelpackung ABC
Kristallstrukturen von Metallen
Polymorphie
Verschiedene Modifikationen der Metalle
Ionenkristalle
Anionengitter - Gitterzwischenräume
Ionenkristalle
SiO2, BeF2CristobalitKZ 4:2
Fluoride des Mg2+, Ni2+, Mn2+, Zn2+, Fe2+
Oxide des Ti4+, Mn4+, Sn4+, Te4+
RutilKZ 6:3
Oxide und Sulfide des Li+, Na+, K+, Rb+Antifluorit
Fluoride des Ca2+, Sr2+, Ba2+, Cd2+, Pb2+
BaCl2, SrCl2, ZrO2, ThO2, UO2
FluoritKZ 8:4
AB2
Sulfide des Be2+, Zn2+, Cd2+, Hg2+
CuCl, CuBr, CuI, AgI, ZnOZinkblendeKZ 4
Halogenide des Li+, Na+, K+, Rb+
Oxide und Sulfide des Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Mn2+, Ni2+
AgF, AgCl, AgBr, NH4I
NatriumchloridKZ 6
CsCl, CsBr, CsI, TlCl, TlBr, TlI, NH4Cl, NH4BrCäsiumchloridKZ 8
AB
Ionenkristalle
Ionenkristalle
NaCl-Typ CsCl-Typ ZnS-Typ
Kovalente Bindung
H–H
H : HLewis-Formel
Valenzstrichformel
OktettregelElektronenverteilung im Wasserstoffmolekül (Pauli-Prinzip)
+ • FF • FF
FH
?? ??
Oktettregel
8 – N-Regel
Kovalente Bindung
H Cl H
O
H N
H
H
H
C
H
H
H
H
N NO OCl Cl C C
H
H
H
H
C C HHC OO OOOC
H
H
C NH
Valenzstrichformel – Lewis-Formeln
Ionenbindung – kovalente Bindung
Ionenbindung
CsF
Verzerrte Ionenbindung – polarisierte kovalente Bindung
Polarisierung F- < I-
Cl- < S2-
Polarisierend Wirkung des Kations
je kleiner das Kation und je höher die Ladung
kovalenter Anteil
CsCl < LiCl
KCl < CaCl2 < ScCl3 < TiCl4
Br–Cl
Kovalente Bindung
Cl–Cl
Ionenbindung – kovalente Bindung
Polare Moleküle – Dipol
Dipolmoment
? = q • d /C·m q – Betrag der Ladungd – Abstand zwischen den Ladungen
FH
?? ??
Formalladung
• Welche Lewis-Formel und welche Formalladung hat das CO-Molekül?• Welche Lewis-Formel hat Salpetersäure?
N
H
H
H
N
H
H
H
H C
H
H
H
H“
+
+ H+
. .
C O C O
?? ??“”
H O N
O
O
H
O
N
O
O H O N
O
O”“ “
” ”
”““
Mesomerie – Resonanz
H O N
O
O
H
O
N
O
O
”“ “
”
Mesomere Grenzformeln von CO32-, N2O
• Für alle Grenzformeln muss die räumliche Anordnung die gleiche sein.• Aneinander gebundene Atome sollen keine Formalladungen mit gleichem Vorzeichen haben.• Wichtige Grenzformeln sind diejenigen mit der kleinsten Anzahl von Formalladungen.• Bei wichtigeren Grenzformeln entspricht die Verteilung von positiven und negativen Formalladungen den Elektronegativitäten der Atome.
OO
O OO
O
“”
“”
Nomenklatur binärer Molekülverbindungen
DistickstoffpentoxidN2O5DistickstofftrioxidN2O3
DistickstofftetoxidN2O4StickstoffmonoxidNO
StickstoffdioxidNO2DistickstoffoxidN2O
Valenzstrichformeln erstellen!
N2O NO N2O5
Ausnahmen von der Oktettregel
BMe3 AsF6 PF5 SF6
P
O
O
OO
3-
S
O
O
OO
2-
B 1s22s22p1
P 1s22s22p33d0
S 1s22p23s23p43d0
As 1s22s22p63s23p63d104s24p34d04f0
VSEPR
R. J. Gillespie, R. S. NyholmVSEPR – Valence Shell Electron-Pair Repulsion Theory
• Gegenseitige Elektronenpaar-Abstoßung
• Berücksichtigung aller Valenzelektronen
• Nichtbindenden Elektronenpaar beeinflussen die Struktur. Zur Beschreibung der Struktur werden jedoch nur die Positionen der Atomkerne herangezogen.
Zwei Elektronenpaare - linear
Ein Molekül ist immer linear, wenn das Zentralatom an 2 Bindungen beteiligt ist und keine weiteren Valenz-Elektronenpaare vorhanden sind.
HgCl2 6s2
VSEPR
Drei Elektronenpaare – trigonal planar
BF3 (120 o), SnCl2 (95 o)B
Cl
Cl ClVier Elektronenpaare – Tetraeder
CH4, ClO4-, SO4
2-, PO43- (109,47 o)
trigonal-pyramidal
NH3 (107,3 o)
Gewinkelt
H2O (104,5 o)
VSEPR
Fünf Elektronenpaare – trigonale BipyramidePF5Bindungswinkel 120 o/90 o; P-Fax = 158 pm, P-Fäq = 153 pm
S
F
F
F
F
Cl
F
F
F Xe
F
F
P
F
F
F
Cl
Cl
Wippe, T-Form, linear, trigonal-bipryramidal
VSEPR
Sechs Elektronenpaare - Oktaeder
VSEPR
C C HHC OO C NH
OOOC
H
H
OOOC
Cl
Cl
OOOC
F
F
118,5 o 111 o 108 o
N N O N N O
” “ “ ”
NO O
NO O
-
” ”
N2O, NO2+, NO2 und NO2
-: linear oder gewinkelt?
VSEPR - Mesomerie
N
O
OON
O
OON
O
OO
-
“”” ”
”
”“
”
”“
VSEPR
ClF4-
SCl3+
IBr2-
ICl2+
AuCl2-
einsambindendgesamt
GestaltElektronenpaareElektronenIon
Valence-Bond-Theorie - MO-Theorie
Valenzstrukturen aufgebaut aus MO‘sValenzstrukturen aufgebaut aus AO‘s
Elektronenverteilung – PauliprinzipElektronenverteilung – Pauliprinzip
Molekülorbitale genähert als Linearkombination von AtomorbitalenLCAO
Atomorbitale – keine Molekülorbitale
Moleküle besteht aus Kernen und Elektronen, die zum gesamten Molekül gehören
Moleküle bestehen aus AtomenValenzelektronen gehören zum Atom
MolekülorbitaltheorieValence-Bond-Theorie
Hybridorbitale
Überlappung der 1s-Orbitale von 2 Wasserstoffatomen
Hybridorbitale
Orientierung der Ladungswolken in Hybridorbitalen
HgCl2 BF3 CF4 PF5 SF6
B: 2s22p1 3 sp2
C: 2s22p2 4 sp3
N: 2s22p3 4 sp3
Hg: 6s26p0 2 sp
P: 3s23p33d0 4 sp3
5 dsp3
S: 3s23p43d0 4 sp3
6 d2sp3
Hybridorbitale
Kombination einer s- und einer p-Wellenfunktion zu zwei sp-Hybridorbitalen
Hybridorbitale
SF6Oktaedrisch6d2sp3dz2., dx2-y2, s, px, py, pz
PF5Trigonal-bipyramidal5dsp3dz2, s, px, py, pz
PtCl42-Quadratisch planar4dsp2dX2-Y2, s, px, py
CH4Tetraedrisch4sp3s, px, py, pz
BF3Trigonal planar3sp2s, px, py
HgCl2Linear2sps, px
BeispielGeometrieAnzahlTypAtomorbitale
Molekülorbitale
AO: s, p, d, f
MO: ? , ? , ?
CH4 C: 2s22p2 – 4 sp3
Überlagerung von zwei Wellen – Verstärkung - Auslöschung
Molekülorbitale
H• + •H H – H
Kombination von zwei s-Atomorbitalen zu einem ? - und einem ? *-Orbital
Energieniveau-Diagramm für die Bildung von ? - und einem ? *-Orbitalen
H2 – 2 H-
Molekülorbitale
Bindungsordnung = ½ (Anzahl der bindenden e- – Anzahl der antibindenden e-)
H2 – Bindungsordnung 1
He2 – Bindungsordnung 0
H2+ ?
He2+ ?
Atomorbitale
p-Orbitale
Molekülorbitale
Kombination von p-Orbitalen zu Molekülorbitalen
? -Bindung – ? -Bindung
px-Orbitale
py-Orbitale, pz-Orbitale
Tafelbild
Molekülorbitale
Energieniveaus der Molekülorbitale
Li2, Be2, B2, C2, N2 O2, F2
Li2 BO = 1
Be2 BO = 0
Molekülorbitale
Entstehung und Folge der Energieniveaus für die Moleküle O2 und F2
Molekülorbitale
Energieniveau-Diagramm der MO‘s für B2, C2, N2
Magnetismus!
Molekülorbitale
Energieniveau-Diagramm von O2 und F2
O2
VB-Methode
MO-Methode Paramagnetismus
O O
Molekülorbitale
0--0Ne2b
01551421F2
24941212O2
09411103N2
06271312C2a
22891591B2a
0--0Be2b
01062671Li2a
Ungepaarte Elektronen
Bindungsenergie /kJ/molBindungslänge /pmBOMolekül
a) Dampf
b) Existiert nicht
Molekülorbitale
Bestimmen Sie die MO‘s für die Moleküle bzw. Molekülionen:
O2, O2+, O2
-, O22-
C22-, CO, NO
Isoelektronische Moleküle N2, CO, CN-, C22-
Energieniveaudiagramm für NO – Magnetismus
Molekülorbitale
Struktur von Ethan – Rotation um die C-C-Achse
C C
H
H
H
H
H
H
Molekülorbitale
C C
H
H
H
H
C C HH
Geometrie des Ethen- und des Ethin-Moleküls
pp-pp
Delokalisierte Bindungen
Mesomere Grenzstrukturen für das Carbonat-Anion
Delokalisiertes ?-System im Carbonat-Ion
d? -p? -Bindungen
S
O
O
OO
2-
P
O
O
OO
3-
Oktettregel – 8-N-Regel?
H3PO4
H2SO4
HClO4
Wasserstoffbrückenbindungen
Siedepunkte von Wasserstoff-Verbindungen
Wasserstoffbrückenbindungen
Orientierung der H2O-Moleküle im Eis Löslichkeit von NH3 in Wasser
Dipol-Dipol-Wechselwirkungen
Orientierung von polaren Molekülen im Kristall
Analyse der Polarität von CH4, NH3 und H2O
Van der Waals-Wechselwirkung – London-Kräfte
• Schwache Wechselwirkungen (max. 20 kJ/mol)
• Wirken zwischen ALLEN Atomen, Ionen oder Molekülen (Van der Waals-Radius)
• Um so stärker, um so größer das Elektronensystem ist
Ursache:
• Coulomb‘sche Wechselwirkungen zwischen geladenen Teilchen.
• Durch ständige Elektronenbewegung kommt es zu Abweichungen in der durchschnittlichen Ladungsverteilung – kurzlebige Dipole
• Verflüssigung von Edelgasen, CH4 usw.
Intermolekulare Anziehungskräfte
3732739,036,4*6,1H2O
24019514,713,3*5,0NH3
18815816,83,31*3,4HCl
20618521,90,692,6HBr
23822227,90,0251,3HI
8,2748,740,00040,4CO
Kp /KFp /KLondon/kJ/mol
Dipol-Dipol/kJ/mol
Dipolmoment• 1030/C • m
* H-Brückenbindungen
Metallische Bindung
Entstehung eines Bandes durch Wechselwirkung der 2s-Orbitale von Li-Atomen
Li – 1s22s1
1s – kein Beitrag
Überschneidung des 2s/2p
Be – 1s22s2
Metallische Bindung
W: 5s25p65d46s2Schmelzpunkte der Metalle
Metallische Bindung
Bänder der Elemente der 4. Periode
Zunehmende Festigkeit der Metall-Metall-Bindung
K – Ca – Sc – Ti – V – Cr (Mo, W)
Metallischer Glanz
Metallische Bindung
Bi1
Pb5,2
Tl7,1
Au49
Pt10
Ir20
Os11
Re5,3
W20
Ta7,2
Hf3,4
La1,7
Ba1,7
Cs5,6
Sb2,8
Sn10
In12
Ag66
Pd10
Rh22
Ru8,5
Tc5,6
Mo23
Nb4,4
Zr2,4
Y1,7
Sr3,3
Rb8,6
Ga2,2
Cu65
Ni16
Co16
Fe11,2
Mn20
Cr6,5
V0,6
Ti1,2
Sc1,9
Ca23
K15,9
Al40
Mg25
Na23
Be18
Li11,8
Leitfähigkeit bei 0 oC in MS/m
Metallische Bindung
Bänderdiagramm für verschiedene Typen von Festkörpern