Brückenkurse Chemie Wintersemester 2019/2020 - chemische Bindung, chemische Reaktionen Reaktionsgleichungen
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Fakultät Chemie und Lebensmittelchemie, Professur für Anorganische Chemie I
Brückenkurse Chemie
Wintersemester 2019/2020
chemische Bindung,
chemische Reaktionen
Reaktionsgleichungen
Dr. rer. nat. Julia Grothe
Die chemische Bindung
Die chemische Bindung
Die chemische Bindung
Atome
Chemische Bindung
Ionen- Metall- Zwischenmole-
Atombindung
bindung bindung kulare Kräfte
van der Wasserstoff-
Waals- brücken-
Makro- Bindung bindung
Moleküle
moleküle
intra- inter-
molekular molekular
makro-
flüchtige diamant- salzartige metallische
molekulare
Stoffe
Stoffe
artige Stoffe Stoffe Stoffe
Molekülgitter Atomgitter Ionengitter Metallgitter Molekülgitter
Die chemische Bindung
Atome
Chemische Bindung
Ionen- Metall- Zwischenmole-
Atombindung
bindung bindung kulare Kräfte
van der Wasserstoff-
Waals- brücken-
Makro- Bindung bindung
Moleküle
moleküle
intra- inter-
molekular molekular
makro-
flüchtige diamant- salzartige metallische
molekulare
Stoffe
Stoffe
artige Stoffe Stoffe Stoffe
Molekülgitter Atomgitter Ionengitter Metallgitter Molekülgitter
Ionenbindung
Ionenbindungen sind heteropolare Verknüpfungen von Elementen mit
ausgeprägt metallischen und ausgeprägt nichtmetallischen Eigenschaften.
z. B. NaCl: Na• + Cl → Na+ + Cl ‾
elektrostatische Anziehungskräfte zwischen positiv geladenen Kat-
ionen und negativ geladenen Anionen
ungerichtete Kräfte, d.h. sie wirken in alle Raumrichtungen
Ionengitter mit starken Bindungskräften
Kristallgitter des NaCl
Cl-
Na+
Ionenbindung
Eigenschaften von Verbindungen mit Ionenbindung
salzartiger Charakter
relativ hohe Schmelz- und Siedetemperaturen: FP = 800 °C
KP = 1440 °C
leiten in wässriger Lösung und in der Schmelze den elektrischen
Strom infolge Dissoziation in Ionen
spröde
Ionenbindung S palten von NaCl-Kristallen
Die chemische Bindung
Atome
Chemische Bindung
Ionen- Metall- Zwischenmole-
Atombindung
bindung bindung kulare Kräfte
van der Wasserstoff-
Waals- brücken-
Makro- Bindung bindung
Moleküle
moleküle
intra- inter-
molekular molekular
makro-
flüchtige diamant- salzartige metallische
molekulare
Stoffe
Stoffe
artige Stoffe Stoffe Stoffe
Molekülgitter Atomgitter Ionengitter Metallgitter Molekülgitter
Atombindung
Atombindungen, auch als kovalente Bindungen bezeichnet, sind homö-
opolare Verknüpfungen von Atomen mit nichtmetallischen Eigenschaften.
Cl2 Cl + Cl → Cl Cl oder Cl
Cl
bindendes Elektronenpaar
bindendes Elektronenpaar, das beiden Atomen gemeinsam gehört
gerichtete starke Kräfte
Atom- (starke) bzw. Molekülgitter (schwache Bindungskräfte)Atombindung
Atombindungen, auch als kovalente Bindungen bezeichnet, sind homö-
opolare Verknüpfungen von Atomen mit nichtmetallischen Eigenschaften.
→ stabile Edelgaskonfiguration durch das bindende e- -Paar
z.B. H2 H H 1s2 ≙ Heliumkonfiguration
N2 2s2p6 ≙ Neonkonfiguration
N N
H: 1s2-Konfiguration
H 2O H O H O: 2s2p6-KonfigurationPolare Atombindung
Atombindung und Ionenbindung sind ideale Grenzfälle; die realen Bindungsverhältnisse
liegen oft dazwischen.
z. B.HF δ+ δ
H F
Übergänge zwischen den Bindungsarten
+ + δ+ δ-
polarisierte
Ionenbindung verzerrte Ionen Atombindung AtombindungFormeln
Verbindungen
Summenformeln Na2SO4, HCl, OF2
Reihung der Elemente erfolgt mit steigender
Elektronegativität
Wenn zwei oder mehrere Atome im Molekül eine
selbständige Gruppe bilden, wird die Formel der Gruppe in Al2(SO4)3
Klammern gesetzt.
Strukturformeln (Konstitutionsformeln)
Zusätzlich zu den Elementsymbolen werden bindende
Elektronenpaare als Striche zwischen den
Elementsymbolen gezeichnet, freie Elektronenpaare als
Striche an den Atomen (werden meistens weggelassen).
Rationelle Formeln
Schreibweise ohne Elektronenpaare, aber mit Erhalt NH4HSO4,
HCOOH
struktureller UntereinheitenFormeln
Strukturformeln (Konstitutionsformeln)
1. Gesamtvalenzelektronenzahl ermitteln (aus PSE und Summenformel)
2. Atome anordnen entsprechend Bindigkeit
• H-Atome immer einbindig
• Atom mit größter Bindigkeit zentral anordnen
3. Alle Atome sollten ein Oktett erreichen (Oktettregel beachten!)
4. Abzählen der Elektronen im Molekül und an den einzelnen AtomenAtombindung Beispiel: Nitrat-Ion
Die chemische Bindung
Atome
Chemische Bindung
Ionen- Metall-
Atombindung
bindung bindung
Wasserstoff-
brücken-
Makro- bindung
Moleküle
moleküle
inter-
molekular
makro-
flüchtige diamant- salzartige metallische
molekulare
Stoffe
Stoffe
artige Stoffe Stoffe Stoffe
Molekülgitter Atomgitter Ionengitter MetallgitterDie metallische Bindung
Die metallische Bindung
M
LM L
K K
Na + Na → Na2 ???
M
LM L
K K
Mg + Mg → Mg2 ???
zwei Theorien: 1. Elektronengas - Modell
2. Energie- Bänder- ModellDie metallische Bindung
Elektronengas - Modell
Auf Metallgitterplätzen befinden sich positive Metallionenrümpfe,
zwischen denen sich die Elektronen als freibewegliches Elektronengas
befinden. Der Zusammenhalt erfolgt durch ungerichtete elektrostatische
Anziehungskräfte.
+ + +
+ + +
Elektron
Ionenrumpf + + +Die metallische Bindung
Eigenschaften von Metallen
gerichtete Bewegung des Elektronengases
gute elektrische und thermische Leitfähigkeit
Absorption und Reflexion von Licht aller Wellenlängen
metallischer Glanz
Undurchsichtigkeit
kaum Strahlungsdurchlässigkeit
Verschiebbarkeit der Gleitebenen
gute mechanische Verformbarkeit (Duktilität)
hohe DichteDie metallische Bindung
Plastische Verformbarkeit: Vergleich Metall - Ionenkristall
Metalle Ionenkristalle
Bindungskräfte bleiben erhalten es wirken Abstoßungskräfte
gute mechanische Verformbarkeit SprödigkeitFormeln, Oxidationszahlen
Chemische Reaktionen
in der anorganischen Chemie
Allgemeine GesetzmäßigkeitenChemische Grundgesetze
Gesetz von der Erhaltung der
Masse
1785 von LAVOSIER beschrieben
Bei allen chemischen Vorgängen bleibt die
Gesamtmasse der beteiligten Stoffe konstant oder
m Ausgangsstoffe = m EndstoffeChemische Grundgesetze
1 mol H2 1 mol H2 1 mol O2 1 mol H2O 1 mol H2O
+ =
4,04 Gramm 32,0 Gramm 36,04 Gramm
mAusgangsstoffe = m EndstoffeReaktionsgleichungen
Reaktionsgleichungen Beispiel: Stellen Sie die Reaktionsgleichung für die Neutralisationsreaktion von Aluminium- hydroxid mit Schwefelsäure auf, wobei Aluminiumsulfat und Wasser entstehen.
Reaktionsgleichungen
Beispiel:
Stellen Sie die Reaktionsgleichung für die Neutralisationsreaktion von Aluminium-
hydroxid mit Schwefelsäure auf, wobei Aluminiumsulfat und Wasser entstehen.
Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2OReaktionsgleichungen
Beispiel:
Stellen Sie die Reaktionsgleichung für die Neutralisationsreaktion von Aluminium-
hydroxid mit Schwefelsäure auf, wobei Aluminiumsulfat und Wasser entstehen.
Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2O
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + 6 H2OChemische Reaktionen
Elementare Reaktionsmechanismen
Dissoziation
Lösung der alten Bindungen ohne Bildung einer neuen Bindung
Assoziation
Bildung neuer Bindungen ohne alte Bindungen zu lösen
Anorganische Chemie
Löslichkeit und Fällung
Säure/Base-Reaktionen
Reduktion, Oxidation, Redoxprozesse
KomplexbildungsreaktionenChemische Reaktionen
Säure-Base-Reaktionen
Definition nach BRØNSTEDT und
Theorien LOWRY (1923)
Säuren: Stoffe, die H+- Ionen (Protonen) abgeben
→ Protonendonatoren
Basen: Stoffe, die H+- Ionen aufnehmen
→ Protonenakzeptoren
Beispiele: HCl ⇌ H+ + Cl-
Säure Proton konjugierte Base
NH3 + H+ ⇌ NH4+
Base Proton konjugierte SäureChemische Reaktionen
Protolyse: Protonenübertragungsreaktionen, in denen ein Gleich-gwicht zwischen
zwei konjugierten Säure-Base-Paaren existiert.
Säure-Base-Paar 1 H2 O + H+ ⇌ H3O+
konjugierte Base Proton Säure
Säure-Base-Paar 2 HCl ⇌ H+ + Cl-
Säure Proton konjugierte Base
Gesamtreaktion (Protolyse):
HCl + H2 O ⇌ H3 O + + Cl-
Säure 2 konjugierte Base 1 Säure 1 konjugierte Base 2
Zwei korrespondierende S-B-Paare treten so in Wechselwirkung, dass das
abgegebene Proton des einen Paares vom anderen S-B-Paar aufgenommen wird.
korrespondierende Säure ⇆ Base + Proton
Säure-Base-Paare: HCl ⇆ Cl- + H+
H2SO4 ⇆ HSO4- + H+
HSO4- ⇆ SO42- + H+
NH4+ ⇆ NH3 + H+Chemische Reaktionen
Stoffe, die sowohl als Säure als auch als Base auftreten können,
sind Ampholyte.
H2O ⇌ OH- + H+ (1)
Säure 1 Base 1
H2O + H+ ⇌ H3O+ (2)
Base 2 Säure 2
H2O + H2O ⇌ OH- + H3O+
Säure 1 Base 2 Base 1 Säure 2
starke Protolyte : protolysieren in starkem Maße (vollständig)
schwache Protolyte: protolysieren in schwachem MaßeChemische Reaktionen
2H2O ⇌ H3O+ + OH-
Massenwirkungsgesetz:
cH O+ • cO H-
Kc = 3
2
cH2O = konstant
cH2O
2
Kc • cH2O = cH O+ • cO H-
3
KW = cH O+ • c KW: Ionenprodukt des Wassers
3 O H-
bei 25°C gilt:
cH O+ = 10-7mol / l
3
cO H- = 10-7mol / l
KW = 10 -14 mol2/l2Chemische Reaktionen
Der pH-Wert
Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus des Zahlenwertes
der H3O+-Ionenkonzentration.
pH = - lg c(H3O+)
pH = 7 = 10-7 mol/l neutral
pH < 7 > 10-7 mol/l sauer
pH > 7 < 10-7 mol/l basisch
destilliertes Wasser pH = 7,0
Leitungswasser (Dresden) pH = 6,5
Blut pH = 7,4
Magensaft pH = 0,9 - 1,6 Søren Sørensen
Cola pH = 2,0 - 3,0
Milch pH = 6,5Redoxreaktionen
... sind Gleichgewichtsreaktionen, bei denen eine Reaktion eine
Oxidation, die zweite eine Reduktion ist.
Es finden Änderungen der Oxidationszahlen statt.
Oxidation: Reaktion unter Elektronenabgabe
±0 +2
Fe Fe2+ + 2e- OZ erhöht sich (±0 +2)
Reduktion: Reaktion unter Elektronenzunahme
+2 ±0
Cu2+ + 2e- Cu OZ erniedrigt sich (+2 ±0)
reduzierte und oxidierte Form bilden ein Redox-Paar
(analog zu S-B-Paar)
an einer Redoxreaktion sind immer zwei Redox-Paare beteiligt
±0 +2 +2 ±0
Fe + Cu2+ Fe2+ + Cu
Oxidationsmittel: nehmen Elektronen auf und werden selbst reduziert;
Reduktionsmittel: geben Elektronen ab und werden selbst oxidiert.Chemische Reaktionen
Redoxreaktionen
Fe-Blech und CuSO4-Kristall (H2O) Reiben
Cu-Abscheidung
Gesamtreaktion:
Fe + Cu2+ → Cu + Fe2+Chemische Reaktionen
Redoxreaktionen
Zn-Blech und CuSO4-Lösung
Cu-Abscheidung
Gesamtreaktion:
Zn + Cu2+ Cu + Zn2+Oxidationszahlen
... gibt die elektrischen Ladungen an, die die Atome in Elementen oder
Verbindungen besitzen würden, wenn man sich diese aus Ionen aufgebaut
denkt.
Beispiele Kohlenstoff (C) Stickstoff (N)
Oxidations- Oxidations-
Verbindung Verbindung
zahl zahl
CO2, +4 HNO3 +5
CO, HCOOH +2 NO2 +4
C ±0 HNO2 +3
CH3OH -2 NO +2
CH4 -4 N2O +1
N2 ±0
NH2OH -1
N2H4 -2
NH3 -3
eine positive Oxidationszahl kann nicht größer als die Gruppennummer sein
die maximale negative Oxidationszahl ist gleich der Gruppennummer minus 8Oxidationszahlen
±0 ±0 ±0
1. OZ eines Elementes ist immer Null H2 Cl2 Al
2. Fluor hat immer die OZ –1
3. in Ionenverbindungen entspricht OZ der Ionenladung
+1 -1 +1 -1 +2 -2 +2/+3 -2
NaCl Li H Ca O Fe3 O4
4. in kovalenten Verbindungen wird die Verbindung (gedanklich) in Ionen aufgeteilt,
wobei die Bindungselektronen dem elektronegativeren Partner zugeteilt werden. Bei
gleichen Bindungspartnern erhalten beide die Hälfte der Bindungselektronen.Reaktionsgleichungen
1. Ausgangs- und Endstoffe müssen bekannt sein
z. B.: Bei der Auflösung von Kupfer in Salpetersäure entstehen Cu2+-
Ionen und Stickstoffmonoxid
Cu + H3O+ + NO3- → Cu2+ + NO
2. Bestimmung der Oxidationszahlen aller beteiligten Elemente,
Änderungen feststellen
±0 +1 -2 +5 -2 +2 +2 -2
Cu + H3O+ + NO3- → Cu2+ + NO
Änderung: Cu: ±0 → +2, N: +5 → +2
3. Aufstellen von Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion
Oxidation: Elektronenabgabe, Anstieg der OZ
Cu → Cu2+ + 2e-
Reduktion: Elektronenzunahme, Reduzierung der OZ
NO3- + 3e- → NOReaktionsgleichungen
4. Ladungsausgleich herstellen (bei Reaktionen im sauren Medium durch H3O+-
Ionen, im basischen durch OH--Ionen)
NO3- + 4 H3O+ + 3 e- → NO
5. Stoffbilanz aufstellen (auf beiden Seiten der Gleichung müssen
die gleiche Anzahl Atome vorhanden sein; Ausgleich durch H2O)
NO3- + 4 H3O+ + 3 e- → NO + 6 H2O
6. Ausgleich der ausgetauschten Elektronen
Ox.: Cu → Cu2+ + 2 e- | ·3
Red.: NO3- + 4 H3O+ + 3 e- → NO + 6 H2O | ·2
Ox.: 3Cu → 3 Cu2+ + 6 e-
Red.: 2 NO3- + 8 H3O+ + 6 e- → 2 NO + 12 H2O
7. Kombination der Teilgleichungen beider Redoxpaare
3 Cu + 2 NO3- + 8 H3O+ → 3 Cu2+ + 2 NO + 12 H2OSie können auch lesen
