6. Kovalente Bindungen Flashcards
Wann und wie?
- zwischen Atomen ähnlicher Elektronegativität
- jedes Atom spendet ein Elektron für eine gemeinsame Bindung
- kovalente Bindungen sind gerichtet
- Info über Bindungslänge, Bindungswinkel
- Voraussage über räumliche Struktur
Wie kann man sich kovalente Bindung vorstellen?
- Atomorbitale verschmelzen zu einem gemeinsamen Molekülorbital
- Molekülorbital hat eine niederere Energie: wird als Bindungsenergie frei
- Wenn das Molekül wieder getrennt wird soll Dissoziationsenergie zugeführt werden
Theorien zur kovalenten Bindung
- keiner der Theorien kann alle Fragen beantworten
- Lewis-Theorie: Oktettregel, Gilbert E. Lewis
- Valence Bond Theorie: Walter Heitler und Fritz London, basiert auf Orbitaltheorie
- VEPR Theorie: VSEPR valence electron pair Repulsion oder EPA Modell –> Voraussage räumlicher Strukturen
- MO-Theorie: Friedrich Hund und Robert S. Mulliken , sämtliche Atomorbitale eines Moleküls überlappen zu einem gemeinsamen Molekülorbital
Lewis Theorie
- alle Atome eines Moleküls haben das Bestreben jeweils ein Elektronenoktett zu erreichen
- streng genommen nur für die 2. Periode, Idealziel ist erreichen der Edelgaskonfiguration
Radikale
- Moleküle mit ungepaarten Elektronen
- langlebig (stabil: NO,…) oder kurzlebig (reaktiv, meistens –> Radialchemie)
- Entstehung durch homolytischer Spaltung kovalenter Bindungen (Thermolyse, Photolyse,…)
- paramagnetisch: werden in ein äußeres Magnetfeld hineingezogen
Tautomerie
Strukturisomerie die im Gleichgewicht steht, das heißt, sie können direkt ineinander übergehen
VB-Theorie
- Wellenmechanisches Modell
- Hybridisierung
EPA-Modell
- Voraussage der räumlichen Struktur
- Erweiterung der VB-Theorie
- Elektronenpaare wollen sich so wenig wie möglich gegenseitig beeinflussen –> maximaler Abstand
- auch freie Elektronenpaare zählen zu den Elektronenpaaren (brauchen aber mehr Platz)
sp3-Hybridisierung
-4 gleichwertige Hybridorbitale
-Tetraederwinkel 109,5°
-Einfachbindung
Nonan: Zick-zack
sp2-Hybridisierung
- 3 gleichwertige Hybridorbitale
- ein p-Orbital nimmt nicht an der Hybridisierung teil
- unbeteiligte Hybridorbitale überlappen ober und unterhalb der gezeichneten Ebene
- ebene 120°
- Verbindung ist starr
- Doppelbindung
sp-Hybridisierung
- 2 p-Orbitale nehmen nicht an der Hybridisierung Teil
- 2 gleichwertige Hybridorbitale
- unbeteiligten p-Orbitale überlappen unter und oberhalb bzw. vor und hinter der Kernverbindungsachse
- Gerade: 180°
- starre Dreifachbindung
Molekülgestalt in Abhängigkeit von der Zahl der e-Paare: 2
- linear
- sp
- ZL2
Molekülgestalt in Abhängigkeit von der Zahl der e-Paare: 3
- ZL3: trigonal planar
- sp2
- ZL2 gewinkelt
Molekülgestalt in Abhängigkeit von der Zahl der e-Paare: 4
- sp3, dsp2, d3s
- ZL4: tetraedisch, quadratisch planar
- ZL3 trigonal pyrimidal
- ZL2 gewinkelt
Molekülgestalt in Abhängigkeit von der Zahl der e-Paare: 5
- sp3d, dsp3
- ZL5 trigonal bipyrimidal
- ZL4 tetraedisch verzerrt
- ZL3 T-förmig
- ZL2 linear
Molekülgestalt in Abhängigkeit von der Zahl der e-Paare: 6
- sp3d2, d2sp3
- ZL6 oktaedrisch
- ZL5 quadratisch bipyrimidal
- ZL4 quandratisch planar
Molekülgestalt in Abhängigkeit von der Zahl der e-Paare: 7
- sp3d3
- ZL7 pentagonal bipyrimidal
- ZL6 verzerrt oktaedrisch
Konfigurationsisomerie:
- Enantiomerie: Bild-Spiegelbild, chirale Verbindungen
- Diastereomerie: Cis-Trans bzw entgegen und zusammen
Konformationsisomerie
über Drehung der Einfachbindungen
MO-Theorie
- alle Elektronen des Moleküls gehören zu einem Elektronensystem
- sehr Rechenaufwändig
- Hund, Mulliken
- Elektronen durch Wellenfunktion beschrieben
- keine Hybridisierung!!!
MO-Energiediagramme
- MO durch Quantenzahlen charakterisiert
- unterschiedliche Energieniveaus
- nach steigender Energie besetzt
- Berücksichtigung des Pauli-Prinzips und Hundsche Regel
LCAO-Methode
Linear Combination of Atomic Orbitals: Näherungsverfahren, bei dem die Gesamtwellenfunktion eines Moleküls durch lineare Kombination von Atomorbitalen, deren Wellenfunktionen bekannt sind formuliert wird:
-n Atomorbitale liefern n Molekülorbitale
MO-Orbitale
- bindendes MO: erhöhter Landungsdichte und niedrigere Energie Sigma
- antibindendes MO: erniedrigter Ladungsdichte zwischen den Kernen, höhere Energie, Sigma Stern (Wellen der e- löschen sich gegenseitig aus)
Vorraussetzungen für eine erfolgreiche Orbitalüberlappung (MO)
- ähnliche Energie (= Amplitude)
- Räumliche Nähe
- gleiche Symmetrie in Bezug auf die Kernverbindungsachse
Bindigkeit nach der MO-Theorie
=Bindungsgrad, Bindungsordnung
-Zahl der Elektronen in den bindenden MO minus Elektronen in den antibindenden MOs dividiert durch 2
Elektronegativitätsdifferenz und MOs
Die Energie der Atomorbitale sinkt mit steigender Elektronegativität
Delokalisiertes Elektronensystem
zB Benzol, Butadien, Rhodopsin
- stabiler
- sehr el.phil
- Aromat
- keine freie Drehbarkeit an den scheinbaren Einfachbindungen
