Atome wollen sich immer Verbinden Außer Edelgase->mit Bindung Änderung Elektronenverteilung
Ionenbindung
Elektronen gehen von Atom zu Atom
Elektrostatische Anziehung hält entgegengesetzte geladene Ionen zusammen
Metall + Nichtmetall
Metallische Bindungen:
Metalle lagern sich dicht zusammen & delokalisieren VAlenzelektronen zu Elektronengase, Elektronen frei beweglich(daher Leitung elektrischen Strom)
Kovalente Bindungen
Moleküle
Atome teilen Elektronen = VAlenzelektronen
Wasserstoffbrücken
Kovalent, partielle positive geladenes H-Atom von freien Elektronenpaare NAchbaratom angezogen
Atomgröße
Anzahl Protonen im Kern + kreisenden Elektronen
Atome keine definierte Oberfläche
Messbar definierter Abstand zweier Kerne entsprechend dem Energieminimum ro
Je stärker Verbindung desto geringer Abstand
Atomradius= Abstand zwischen Kern/2
Moleküleverbindungen sind festen Zustand Moleküle geordnet gepackt -> unter Moleküle herrschen Van der Waals-Anziehung
Van der Waals-RAdius= Abstand Atom/2
Van der Waals Radius>kovalenter Radius
Effektive Größe abhängig Bindung mit anderen Atomen
Innerhalb Gruppe PSE Zunahme effektive Größe mit steigender Ordnungszahl ( Zunahme Elektronenschale)
Zunahme Ordnungszahl=steigung Kernladung=zunehmende Anziehung Elektronen (effektive Kernladung ungleich tatsächliche)
HAuptgruppenelemente nehmen Kovalenz & van-der-waals-RAdien innerhalb Periode links nach rechts ab (jeweils 1. Elektron von Element zu Eement zur gleichen Schale hinzu)
Nebengruppenelemente abweichendes Muster -> erst innere d-Orbitale aufgefüllt
1 Ionisierungsenergie
Energie aufgewendet um gasförmige Atom Grundzustand schwächste Elektronen entreißen (benötigt Energie -> gegen Anziehung Kern entfernt)
Innerhalb Periode Zunahme von links nach rechts
Innerhalb Hauptgruppe abnahme mit zunehmender Ordnungszahl
Metalle leicht Ionisierbar geben leicht Elektronen ab
2 Ionisierungsenergie
Energie um aus einfach positiv geladene Kationen weitere Elektronen entfernen ( Entstehung zweifach geladenes Kation)
3 Ionisierungsenergie
Wegnahme 3 Elektronen (Ladung höher als +3 sehr selten)
1 Elektronenaffinität
Energie Aufnahme Elektronen aus Elemente gasförmigen Zustand
Kleine Atome größere Tedenz Aufnahme als große (stärkere Anziehung Kern, entsprechend Abnahme Atomradien innerhalb Periode links nach rechts steigt Elektronenaffinität)
Höchste Elektronenaffinität Halogene 7.Hauptgruppe
2 Elektronenaffinität
Aufnahme zweiten Elektrons ( immer positives Vorzeichen)
Energie wird frei = negative Elektronenaffinität
Energie aufgewendet = Positive Elektronenaffinität
Kordinationszahl KZ ( Zahl der Nachbar Ionen)
Eigenschaften Ionenbindung
Zahl Valenzelektronen ( Elektronen in s-& p-Orbitale)=Hauptgruppennummer
Ionen ordnen sich in drei deminsional periodische Struktur
treten bei Verbindungen zwischen Nichtmetallen und Metallen auf
Born-Haber-Zyklus
🔺Hsub+🔺Hdiss+🔺Hion+🔺Hea+🔺Hgitter=🔺H
Sublimationsentalpie + Dissoziation+ Ionisierungsenergie+Elektronenaffnität+Gitterenergie=Bindungsentalpie
Je höher LAdung Ionen, desto größer Betrag Gitterenergie
Ionenradien
Abstand Ionen Kristall durch Röntgenbeugung betstimmt werden (Abstand zweier Ionen=Summe Radien)
Je größer KZ, mehr stoßen Anionen um Kationen, größer erscheint Kation
Ionenradius Kation<Kovalenzradius selbe Element
Einfach geladenes Kation > zweifach> dreifaches
Ionenradius Anion>Kovalenzradius selben Element
Nimmt im PSE von unten nach oben ab und bei gleicher Elektronenkonfiguration mit wachsender Ordnungszahl ab.
r(I^-)=1/2d(i^-…I^-)
d´=r(K^+)+r(I^-)
Übergang ionenbindung und kovalenter Bindung =Polarisierte Bindung
Viele Verbindungen weder rein Ionenverbindung noch rein kovalent ( reinkovalent nur Atome selben Elements)
Große Anionen zu weit entfernten Valezelekton vom Kern-> leicht deformierbar (Polarisirbarkeit)
Je kleiner Kation & je höher Ladung ->stärker deformiert elektronenwolke Anion
Ionischer Anteil kovalenter Bindung =(gemessenes Diplomoment/berechnetes Diplomoment)*100
Elektronennegativität EN= relatives Maß Fähigkeit Atoms, Bindungselektronen Molekül anzuziehen
Ausnahme Oktettregel
Moleküle/Molekülionen keine Lewis-Formel, einige Ionen weichen ab oder Moleküle erfüllt nicht Regel
Moleküle aus Nichtmetalle mit ungerade Elektronenzahl selten
Häufiger mit grader elektronenzahl aber mehr oder weniger als acht Valenzelektronen
Oktettaufweitung/hypervalente Atome
Elemente 3/4. Periode kovalente Bindung mehr als 4 Atome, mehr 6. Bindungen nur ab 5 Periode + großen Atomradien
VSEPR-Theorie
Negative geladene Elektropaare stoßen einander ab (Elektronenpaar Valenzschale Zentralatoms soweit wie möglich entfernt)
Alle der Valenzschalen Zentralatoms berücksichtigt (bindender + nichtbindende)
Nichtbindende Elektropaare tragen Molekülstruktur bei (Benennung Struktur nur Position Atomkerne berücksichtigt)
Molekülstruktur
Hybridorbitale
Orbitals ähnlicher Energieniveas können hybridisierung -> zu energetisch entarteten Orbitalen umlagern,
Für hybridorbitale müssen Energien zu vermischenden Orbitale überlappen
Gut= 2s- & 2p-Orbitale, 3d,4s,4p-Orbitale
Mathematische Operation keine physikalische
Moleküleorbitale Mo
Kovalente Bindung= überlappung 2 Atomorbitale AO->1. Orbital
Regeln zur Besetzung = Pauli_Prinzip/Hund´sch Regel
Bezeichnungen wie AÓs (spd)->sigma,pi, omega
Überlappung AOs+MOs= bindende/ antibindende MOs (max 2e^- entgegengesetztem Spin)
Bindende energetische niedriger als 1s-Orbitale ->antibindende energetische höher als 1s-Orbital
Gesamtzahl Orbitale Überlagerung AOs unverändert -> Anzahl MOs= Anzahl überlappender MOs
Bindungsordnung= 1/2 ((ZAhl der bindenden e^-)-(Zahl atibindenden e^-))-> (Zahl Bindungsstriche Valenzstrichform)/(Zahl Bindungen)
Molekülorbitale mehratomigen Molekülen
Anzahl MOs= Anzahl AOs, MOs umfassen Gesamtmolekül
Delokalisierte Bindung
Mehrere mesomere Grenzformeln formuliert werden (C6H6->Alle C-Atome sp^2-hybridisiert, drei Doppelbindungen delokalisiert)
Metallische Bindung
Niedrige Ionisierungsenergie /Elektronegativität, positiv geladenen Atomrümpfe bilden 3D periodische Gitter
Elektronen=delokalisiert, bilden Elektronengas(frei beweglich, sorgt für elektrische Leitfähigkeit)
Bändertheorie: MOs delokalisiert über gesamten Kristal, je mehr Atome, desto mehr getrennt aber energetische dicht beieinander liegende MOs entstehen
MOs energetisch nicht entertet, da riesige Anzahl Energie dicht zusammen, Gesamtheit MOs = Energieband, 2s-Band= Valenzband(HOMO)
Nächst höhere gelegene nicht e^- besetzte Band = Leitungdband(LUMO)
Metalle entweder HOMO nut teilweise besetzt oder überschneiden nicht höheren nicht besetzten LUMO
Wasserstoffbrückenbindung
H-Ato Moleküle + einsames e^-Paar an Elektronen negativen Atom = H-Brücken( auch unterschiedlichen Molekülen vorkommen)
Bedingungen:
Protonen- Donator ( Molekül welches H für Wasserstoffbrücken zur Verfügung stellt muss starke polare Bindungen mit hohen sigma ^+ am H-Atom haben
Protonen_Akzeptor (Atom dessen einsames Elektronenpaar an H-Brücken beteiligt muss relativ klein sein
Kovalente Bindungen :
Nihtmetalle tendieren Aufnahme Elekronen, Elektronenpaarbindung /kovalente Verbindung= 2 Atome verbinden um Elektronen zu teilen
Lewis-Formel= H-H/H:H
(1Punkt=1Valenzelektron, 2 Punkte= Strich, Strich zwischen Atomen = kovalente Bindung, restliche Valenzelektronen= Punkt Striche
Nichtmetallische Ziel Edelgaskonfiguration (Oktettregel)
(8-N)-Regel= ZAhl kovalente Bindung ergibt aus Anzahl fehlender Elektronenzu Oktett
Mehrfachbindung: einfach = ein Elektronenpaar Zweifach= zwei Elektronenpaar …
Zahl Valenzelektronen auf gebundene/einsame Elektronenpaare aufgeteilt werden, jedes Atom 8 Elektronen ( Wasserstoff 2 Elektronen) umgeben
Gitterenergie
Energie, wenn Anionen+KAtionen gasförmigen Zustand Kristall bilden und Energie frei wird 🔺Hgh
Selbe Energie zum trennen , nicht direkt Messbar ->berechnen
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