Vorlesung Allgemeine Chemie: Struktur und Bindung

Inhalte

Gruppentendenzen: Alkalimetalle Halogene Reaktion mit H₂ und H₂O basische und Gruppentendenzen: Alkalimetalle, Halogene, Reaktion mit H₂ und H₂O, basische und saure Oxide, Ionenbindung, Gitterenergie, Tendenzen in Abhängigkeit von Ladung und Radius, Eigenschaften von Salzen, Typen von Kationen, Typen von Anionen,

Ionenradien: Bestimmung Kationen Anionen im Verhältnis zum Kovalenzradius Ionenradien: Bestimmung, Kationen, Anionen im Verhältnis zum Kovalenzradius, Polarisation des Anions, Übergang zur kovalenten Bindung innerhalb der 2.Periode (NaBr bis ClBr), Al₂Br₆, Oktettregel, Kohlenstoff als "Zentralelement": vier kovalente (NaBr bis ClBr), Al₂Br₆, Oktettregel, Kohlenstoff als Zentralelement : vier kovalente Bindungen, ein Oktett, tetraedrische Struktur

Kovalente Bindung: MO-Beschreibung für Diwasserstoff, Bindungspolarität, g g , g p , Dipolmoment, Elektronegativität nach Pauling, Elektronegativität nach Mulliken, Tendenz im PSE, Bindungstyp und Elektronegativitätsdifferenz, Kovalente Bindung:

Lewis-Formeln, Konnektivität, Formalladungen, Partialladungen, Mesomerie, g g

Resonanzstrukturen, Oxidationszahlen, Unterschied VB-Methode/MO-Methode: MO des Disauerstoffs

Vorlesung Allgemeine Chemie: Chemische Bindung

Inhalte

VSEPR-Theorie: Molekülgeometrie, Einfluss freier Elektronenpaare und von g , p Mehrfachbindungen, Resonanzstrukturen Schwefelhexafluorid, hypervalente Verbindungen, Vermeidung der Oktetterweiterung in LEWIS-Strukturen,

Molekülpolarität

VB-Theorie: Hybridisierung, Bindungstypen, Mehrfachbindungen,

Hybridisierungstendenz in Abhängigkeit der Periode, delokalisierte Pi-Elektronendichte (Nitrat), Ausnahme von der Oktettregel: ungerade Elektronenzahl (Beispiel und

Reaktivität Stickoxide), Elektronenmangelverbindungen, Resonanzstrukturen BF₃ Ableitung der Bänderstruktur von Metallen aus MO, Metalle: Elektronengasmodell, Bändermodell: Metall, Halbleiter, Isolator, Leitfähigkeit, Temperaturabhängigkeit des Widerstandes, Metalle: Strukturen, dichteste Packungen, Trends: Schmelzpunkte, Dichten, Leitfähigkeit

Die folgenden Folien haben in der Vorlesung zur Veranschaulichung g g g ausgewählter Fakten gedient, sie stellen keine umfassende

Darstellung der betreffenden Themen dar.

Kristalle: Fernordnung der Ionen kleinste Einheit: Elementarzelle

Beispiel NaCl St kt t Strukturtyp

Cl^– kubisch flächenzentriert, Na⁺ in Oktaederlücken oder vice versa

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8 Tetraederlücken pro Zelle 4 Oktaederlücken pro Zelle

(eine ganze in der Mitte + 4x1/4 in 3 Raumrichtungen)g )

Energie

r

r

r

r

Abstoßung

+

A K

r A i h

U_g

r₀

Anziehung

e z e

z _K  _A

Radienquotient

2r

₂ r

4 0 r e z e

F z ^{K A}

  ^r

_KZ

r

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Bedeutung der Ionengröße: Carboanhydrase Zn

: 74 pm essentiell

Cd

: 95 pm toxisch

Vorlesung Allgeeine Chemie: Struktur und Bindung

Einfachbindungen Zweifachbindungen Dreifachbindungen

Durchschnittliche Bindungsenthalpien in kJ/mol

Einfachbindungen Zweifachbindungen Dreifachbindungen

H-H 436

Cl Cl 242 Cl-Cl 242

H-Cl 431

C-C 348 C=C 614 C≡C 839

N-N 163 N=N 418 N≡N 941

O-O 146 O=O 495

C-H 413

O-H 463

F-H 567

Molekülorbital-Schema für H

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sp-Hybridisierung

Vorlesung Allgemeine Chemie: Struktur und Bindung

sp

-Hybridisierung

sp

Hybridisierung

sp

-Hybridisierung

Vorlesung Allgemeine Chemie: Struktur und Bindung

Vorlesung Allgemeine Chemie: Struktur und Bindung Ethylen: C y

H

Nitrat: NO

Formaldehyd: CH O

Formaldehyd: CH

O

Trends Elektronegativität: folgt innerhalb der Periode Trends Elektronegativität: - folgt innerhalb der Periode

der effektiven Kernladung - innerhalb der Gruppe:

Radienzunahme dominiert

Coulombkraft

F ~ Z

/ r

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Elektronegativitätsdifferenz und Dipolmoment

 1,9 0,9 0,7 0,4



1,82 1,08 0,82 0,44

Resonanzstrukturformeln als Notlösung Resonanzstrukturformeln als Notlösung Ozon: Problemfall der Lewis-Strukturformel

O

O

O O

O

O O O O O

Vorlesung Allgemeine Chemie: Struktur und Bindung

Paramagnetismus des Disauerstoffs

E / kJ mol

0 94 155

Vorlesung Allgemeine Chemie:

Struktur und Bindung

Struktur und Bindung

St u tu u d du g

Vorlesung Allgemeine Chemie: Struktur und Bindung

Vorlesung Allgemeine Chemie: Struktur und Bindung

Molekülform und Molekülpolarität p

Molekülform und Molekülpolarität

Vorlesung Allgemeine Chemie: Struktur und Bindung Trends: Schmelzpunkte Trends: Schmelzpunkte

Ta

W Re 3000 Os

3500

Hf Ir

2000 2500

Reihe1

La

Pt 1000 Au

1500 Reihe2

Reihe3 La

0 500 1000

Hg -500

0

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11

Übergangsmetallreihe

25,00

Trends: Dichten

W Re Os Ir

Pt 20,00 Au

T Ru Rh Pd Hf

Ta

15,00 Hg Reihe1

Reihe2 V Cr Mn Fe Co Ni Cu

Zr Zn

Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd La

10,00

Reihe2 Reihe3

Sc Ti V Y

La Zr

0 00 5,00 0,00

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

Übergangsmetallreihe

Vorlesung Allgemeine Chemie: Struktur und Bindung

Kristallstrukturen der Metalle

Raumerfüllung

74 % 74 %

74 % 74 %

68 %

kubisch- flächenzentriert

kubisch- raumzentriert

hexagonal

dichtest

Elementarzelle ABC-Stapelfolge p g

Vorlesung Allgemeine Chemie: Struktur und Bindung

Au Pt

Ir Os

Ag Pd

Rh Ru

Trends: Edelmetalle

79 78

77 76

47 46

45

Oz

197.0 195.1

190.2 190.2

107.9 106.4

102.9 101.7

M

2808 4170

4550 5025

2155 2940

3760

Kp°C

1064 1760

2433 3045

961 1552

1960

F °C

19.32 21.41

22.61 22.57

10.49 11.99

12.39 12.41

Dichte g/cm Kp C

2.35 9.85

4.71 8.12

1.59 9.92

4.33

Widerstand

cm g/cm

