2. Nichtmetalle Chemische Bindung in Molekülen Flashcards
Bindungsverhältnisse in Nichtmetallen
Ionenbindung, kovalente Bindung, vdW-Wechselwirkung
große Summe und kleine Differenz der EN
Kovalente Bindung
kleine Summe und Differenz der EN
Bildung von Metallen oder metalischen Legierungen
Ionenbindung Eigenschaften
elektrostatische Anziehung ungerichtet stark
Ionenkristalle
hohe Schmelzp.
hart
in Lösung oder Schmelze elektrisch leitend
Atombindung Eigenschaften
gemeinsame Elektronenpaare gerichtet stark
Atomkristalle
hohe Schmelzp.
hart
Isolator oder Halbleiter
Metallbindung Eigenschaften
positive Metallionen und Elektronen
elektrostatische Anziehung ungerichtet stark
Metallkristalle
hohe Schmelzp
weich
elektrisch leitend
Zwischenmolekulare Wechselwirkungen Eigenschaften
Moleküle
vdW ungerichtet schwach
Molekülkristalle
niedrige Schmelzp.
weich
Isolator
Regeln zu Oxidationszahlen
- Atome u. Elemente = 0
- einatomige Ionen = ihre Ladung
- Summe mehratomiges Ion/neutrales Molekül = Ladung/0
- Falls Lewis schreibbar = a) Bindungselektronen zu mehr EN b) gleichmäßig falls selbes Element
- Metalle immer positiv
- Fluor immer -1
- H +1, ausser bei Metallhydriden
- O immer -2, ausser Peroxide
- Maximale Oxidationzahl folgt aus der Zahl der Valenzelektronen
Lewis Formel Vorgehen
- Anordnung klären (Zentrales meist elektropositiver)
- Valenzatome addieren
- Bindung = Elektronenpaar
- Oktett der äußeren Atome, danach Zentralatom
- Gesamtladung
Lewis Regeln
- Valenzschale der 1. Periode ist mit 2 e- vollständig gefüllt
- Bindingkeit durch die Zahl der einfach besetzten Orbitale
- H und Halogenen einbindig
- O sind zweibingig
- N sind dreibindig, bei Kationen vierbindig
- C und Si vierbindig
- Bei unbesetzten d-Orbitalen (ab 3. Periode) kann die Zahl von 8 Außenelektronen überschritten werden
- Formel der niedrigsten Energie richtig: höchstmögliche Zahl an Bindungen, heteronukleare bindugen stärker, maximale räumliche Entfernung der Atome
Dipol Molekül
elektrisch neutrales Molekül
e- unsymetrisch verteilt
Dipolmoment Formel
η=q*l [D] Debye o. [Cm]
1D = 3.33*10-30 Cm
△EN
> 0,4 und < 1,7 ⇒ polar
< 0,4 ⇒ unpolar
> 1,7 ⇒ ionische Verbindung
Aufbau Lewis
niedrigste Energie richtig
oft gleichberechtigete mesomere Grenzformeln
größtes Gewicht Formlen mit meisten Bindungen und kleinster Ladung
⇒ Keine Aussagen über räumlichen Bau, nur Konnektivität
VSEPR Modell
Platzbedarf: freies e--paar > Doppelbindung > Einfachbindung
e--paare elektronegativer Substituenten nehmen weniger Platz ein als welche elektropositiver
für Zentralatome der dritten und höheren Periode gilt: bei O- und Halogensubstituenten gelten obrige Regeln; für elektropositivere Substituenden besetzt das freie e--paar das s-orbital, die Bindung erfolgt über p-Orbitale
σ-Bindung
Maximum der Elektronendichte befindet sich auf der Kernverbindungslinie
π-Bindung
Maximum der Elektronendichte befindet sich oberhalb und unterhalb der Kernverbindungslinie
Bindungsenergie (BE)
Energiegewinn durch Bildung der Verbindung (BE groß wenn Orbitalüberlappung groß)
Stärkte der Orbitalüberlappung
p << sp³ < sp² < sp
vom Atomorbitalen (AO) zu Molekülorbitalen (MO)
Verteilung der e- über die Atome eines Moleküls und die chemische Bindung zwischen den Atomen
Linearkombination von Atomorbitalen (LCAO)
zwei AOs zu zwei MOs
MO-Theorie Regeln
- Anzahl der MOs= Anzahl der im LCAO-Verfahren benutzten AO´s
- von 2MOs ist eines ein bindendes Orbital σ (niedrige Energie) und eines ein antibindendes σ* (höhere Energie)
- Elektronen besetzen zuerst das energetisch niedrigste Orbital
- Für die Elektronenbesetzung der Molekülorbitale gelten die gleichen Regeln wie für die Atomorbitale (Pauli und Hund´sche)
Bindungen zwischen Orbitalen
Bindung: s+s s+px
Keine: s+py s+pz px+pz
σ-MOs
rotationssymmetrisch
Elektronendichte auf der Kernverbindungslinie
π-MOs
Antisymmetrieebene
keine Elektronendichte auf der Kernverbindungslinie
Bindungsordnung
Differenz zwischen bindenden und antibindenden e- geteilt durch 2
BO > 0 ⇒ Molekül stabil
BO = 1 Einfachbindung
BO = 2 Doppelbindung
….
Je größer die BO desto stärker und kürzer die Bindung
