Chemische Bindungen: Ionenbindung, VSEPR, Wasserstoffbrücken und Van-der-Waals-Kräfte

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Geschrieben am 27. Januar 2025 in Deutsch mit einer Größe von 18,74 KB

Einheit 2: Chemische Bindungen

Ionenbindung – Gitterenergie
Formel
E = -k * (Z₊Z_-e²N_A / d) * m
Dabei ist k die Coulomb-Konstante, Z₊ und Z_- sind die Ladungen der Ionen, e ist der Betrag der Elektronenladung, N_A die Avogadro-Konstante, d der internukleare Abstand und m die Madelung-Konstante (Born-Haber-Zyklus).

Born-Haber-Zyklus und Gitterenergie: Ein thermodynamischer Zyklus zur Untersuchung der Prozesse bei der Bildung eines Mols einer ionischen Verbindung aus ihren Elementen im stabilsten thermodynamischen Zustand.
Formel

a) Darstellung durch Lewis-Struktur

Die Lewis-Theorie besagt, dass Atome die Edelgaskonfiguration anstreben, indem sie Elektronen teilen, abgeben oder aufnehmen. Zur Anwendung dieser Theorie müssen die Valenzelektronen jedes Atoms bekannt sein. Wir benötigen also die Elektronenkonfiguration (EK) und die Anzahl der Valenzelektronen (VE).

Die Lewis-Struktur wird erstellt, indem jedes Atom mit seinen Valenzelektronen platziert wird. Es werden so viele Bindungen gebildet oder Elektronen übertragen, wie jedes Element benötigt, um die Edelgaskonfiguration (Oktettregel) zu erreichen. Beispiel (Bild), wo die Bindungen (ie) zu sehen sind.

b) Geometrieerklärung nach VSEPR

Die VSEPR-Theorie untersucht die Elektronenpaare (bindend und nichtbindend) um das Zentralatom eines Moleküls, um dessen Geometrie zu bestimmen.

Anzahl der Elektronenpaare der Valenzschale (E), Anzahl der bindenden Elektronenpaare (B)

Anzahl der Bindungen (R) = B, Anzahl der freien Elektronenpaare (F) = E-B

Mit x Bindungspaaren und y freien Elektronenpaaren ergibt sich eine Struktur vom Typ (x,y). Eine mögliche Anordnung ist (x,y) mit einem Bindungswinkel von (z).

WasserstoffbrückenbindungenEine Wasserstoffbrückenbindung ist eine Anziehungskraft zwischen einem Wasserstoffatom (positiv geladen) und einem Atom wie F, O, N oder einem Halogen (X), das freie Elektronenpaare (negativ geladen) besitzt. Wasser ist ein Beispiel für eine Substanz mit solchen zwischenmolekularen Bindungen. Ein Wassermolekül besteht aus einem Sauerstoffatom mit sechs Valenzelektronen (zwei freie Elektronenpaare) und zwei Wasserstoffatomen mit je einem Valenzelektron (die ihre Elektronen mit dem Sauerstoff teilen, um ein Oktett zu bilden).

Van-der-Waals-Kräfte
sind elektrostatische Kräfte, die polare und unpolare Moleküle zusammenhalten. Bei polaren Molekülen können sich die Dipole anziehen und schwache Bindungen bilden, was den Schmelz- und Siedepunkt beeinflusst. Bei unpolaren Molekülen kann die Bewegung der Elektronenwolken zu einer temporären elektrischen Asymmetrie und der Bildung von momentanen Dipolen führen. Diese induzieren wiederum Dipole in benachbarten Molekülen, was zu induzierten Dipolen und London-Kräften führt.

Elektronengasmodell oder Elektronensee-Modell: Ein Modell aus den frühen 1920er Jahren, das annimmt, dass Metalle aus positiven Ionen (Metallatome, die ihre Valenzelektronen abgegeben haben) in einem Abstand bestehen, der die elektrostatische Abstoßung ermöglicht. Diese positiven Ionen sind in einem „See“ oder einer Wolke von Valenzelektronen eingebettet.
Die Elektronen gehören nicht einzelnen Atomen, sondern allen Atomen des Gitters – sie sind delokalisiert. Sie können sich relativ leicht durch das Metallgitter bewegen, was die hohe elektrische Leitfähigkeit erklärt und den Elektronenemissionseffekt.
Die Verschiebung der Ionenschichten im Gitter führt nicht zu einem Bruch.

Bändermodell: Dieses Modell geht von einem sehr kompakten Atomgitter aus, wobei die Atome so dicht beieinander liegen, dass sich ihre Valenzorbitale überlappen und zu Molekülorbitalen führen. Die Energien dieser Molekülorbitale sind sehr ähnlich und bilden Energiebänder. Die Anzahl der Molekülorbitale entspricht der Anzahl der Atome. Ein Kristall aus N Atomen Lithium hat N vollständig besetzte, delokalisierte Molekülorbitale aus der Wechselwirkung der 1s-Orbitale. Es gibt weitere N halb besetzte Molekülorbitale aus den 2s-Orbitalen und 3N leere Molekülorbitale aus den 2p-Orbitalen. Die Molekülorbitale der 2s und 2p überlappen energetisch. Wenn ein Band halb gefüllt ist, können sich die Elektronen unter dem Einfluss eines äußeren elektrischen Feldes durch das Metall bewegen, da die Energieunterschiede zwischen besetzten und unbesetzten Molekülorbitalen innerhalb des Bandes verschwinden. Das halb besetzte Band heißt Valenzband. Die Elektronen befinden sich am unteren Rand des Bandes, wo die Energie am niedrigsten ist. Eine minimale Energiezufuhr führt zu einer hohen Elektronenmobilität.
Oft ist das höchste besetzte Molekülorbital vollständig gefüllt. Die Leitfähigkeit hängt dann vom Energieunterschied (ΔE) zwischen diesem und dem nächsten unbesetzten Band ab:
· Überlappende Bänder: Leiter
· Großer Energieunterschied: Isolator
· Kleiner Energieunterschied: Elektronen können leicht in das leere Band gelangen. Halbleiter.

Formel

1. Tetraedrische Struktur, Bindungswinkel 109,5°
2. Trigonal-planare Struktur, Bindungswinkel 120°
3. Trigonal-pyramidale Struktur, Bindungswinkel 109,5°
4. Winkel-Struktur, Bindungswinkel 120°
5. Lineare Struktur, Bindungswinkel 180°
6. Winkel-Struktur

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