Molekülstruktur Flashcards

1
Q

VSEPR:

A

Valence Shell Electron Pair Repulsion - Theorie
Molekülgestalt ist eine Konsequenz der gegenseitigen Abstoßung
der Elektronenpaare (EP) um ein Zentralatom
räumliche Anordnung der Atome so, daß maximaler Abstand zwischen EP

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Q

Zuordnung der Molekülstruktur nach der VSEPR-Theorie:

A

• Betrachtung des Moleküls ausgehend von Zentralatom
• Berücksichtigung aller EP (bindende und freie) der Valenzschale
• freie (=nicht-bindende) EP tragen zur Struktur bei, Molekülgestalt
wird aber nur durch Positionen der Atomkerne beschrieben!!

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3
Q

“Grundformen” der Anordnung von Elektronen

A

zwei: Hantel
drei: Dreieck
vier: Tetraeder
fünf: dreieckige Doppelpyramide
sechs: quadratische Doppelpyramide, Oktaeder

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4
Q

4 bindende EP
0 freie EP
z. B. CH4

A

tetraedrisch
109,5° HCH-Winkel

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5
Q

3 bindende EP
1 freies EP
z. B. NH3

A

trigonal pyramidal
107° HNH-Winkel

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6
Q

2 bindende EP
2 freie EP
Z. B. H2O

A

gewinkelt
105° HOH-Winkel

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7
Q

Unterschied freie und bindende Elektronenpaare

A

Freie Elektronenpaare wirken stärker abstoßend!

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8
Q

2 bindende EP
O freie EP
Typ: AB2
Z.B. HgCL2

A

linear

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9
Q

3 bindende EP
O freie EP
Typ AB3
Z.B. BF3

A

trigonal-planar

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10
Q

2 bindende EP
1 freies EP
Typ: AB2E
Z.B. SnCl2

A

gewinkelt (<120°)

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11
Q

4 bindendeAEP
0 freie EP
Typ: AB4
Z. B. CH4

A

tedraedrisch

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12
Q

3 bindende EP
1 freies EP
Typ: AB3E
Z. B. NH3

A

Trigonal-pyramidal(<109°)

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13
Q

Strukturen mit 5 Elektronenpaaren:

A

abgeleitet von trigonaler Bipyramide

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14
Q

5 bindende EP
0 freie EP
Typ: AB5
Z. B. PF5

A

trigonal-bipyramidal

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15
Q

4 bindende EP
1 freies EP
Typ: AB4E
Z. B. SF3

A

bisphenoidal („seesaw“)

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16
Q

3 bindende EP
2 freie EP
Typ: AB3E2
Z. B. ClF3

A

T-förmig

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17
Q

2 bindende EP
3 freie EP
Typ: AB2E3
Z. B. XeF2

A

linear

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18
Q

Strukturen mit 6 Elektronenpaaren:

A

abgeleitet von Oktaeder

19
Q

6 bindende EP
0 freie EP
Typ: AB6
Z. B. SF6

A

oktaedrisch

20
Q

5 bindende EP
1 freies EP
Typ: AB5E
Z. B. IF5

A

quadratisch-pyramidal

21
Q

4 bindende EP
2 freie EP
Typ: AB4E2
Z. B. XeF4

A

quadratisch-planar

22
Q

Kann man Eigenschaften aus dem geometrischen Aufbau ablesen?

A

z.B.: Dipolmoment, Polarität

23
Q

VSEPR-Modell auch für Moleküle / Ionen mit Mehrfachbindung anwendbar

A

Mehrfachbindung wird als Einheit betrachtet
Mehrfachbindungen wirken stärker abstoßend
als Einfachbindungen (höhere Elektronendichte)

24
Q

optische Isomere, Enantiomere
→„Chiralität“

A

Unterschiedliche Substituenten an tetraedrischem Zentralatom
können zu Molekülen führen, die sich wie Bild und Spiegelbild verhalten, aber
nicht zur Deckung gebracht werden können

25
Enantiomere Eigenschaften
weitgehend identische chemische und physikalische Eigenschaften, z.T. aber große Unterschiede in biologischer / physiologischer Wirkung;
26
Molekülorbitale
Elektronenverteilung im Molekül Wellenfunktion bzw. Lösung der Schrödinger-Gleichung für System mit mehreren Atomkernen (→ „Molekül“); In einfachster Näherung als „Überlappung“ von Atomorbitalen beschreibbar:
27
in-phase
konstruktive Überlappung („additiv“) führt zu erhöhter Elektronendichte zwischen den Atomkernen: bindendes Molekülorbital
28
out-of-phase
destruktive Überlappung („subtraktiv“) führt zu Knotenebene zwischen den Atomkernen: antibindendes Molekülorbital
29
Besetzung der Molekülorbitale
folgt dem Pauli- und Aufbauprinzip
30
Bezeichnung der Molekülorbitale:
sigma, pi, delta ... (analog zu s, p, d, ... AOs)
31
Sigma MO
rotationssymmetrisch zur Bindungsachse • Überlappung von s-Orbitalen führt zu rotationssymmetrischen MOs ( sigma s, sigma s *) • „end-on“ Überlappung von p-Orbitalen führt ebenfalls zu rotationssymmetrischen MOs
32
Pi MO
eine „Knotenebene”, die in Bindungsachse liegt • „side-on“ Überlappung von p-Orbitalen führt zu nicht-rotationssymmetrischen MOs
33
Wie entstehen Moleküle mit tetraedrischer Struktur ?
2s, 2px, 2py, 2pz Orbital „hybridisieren“ unter Bildung von vier gleichwertigen sp3-Hybridorbitalen sp3-Hybridorbitale weisen in die Ecken eines Tetraeders
34
Hybridisierung:
• Linearkombination von Atomorbitalen am gleichen Atom zu sog. Hybridorbitalen, d.h. „orthogonalen“, gerichteten Atomorbitalen • kein physikalischer Effekt, vielmehr lediglich ein Hilfsmittel in der theoretischen Beschreibung der Elektronenstruktur eines Moleküls. • nur zwischen energetisch in etwa gleichwertigen Orbitalen
35
Ausgangsorbitale: s, p Hypridorbitale: sp
Räumliche Anordnung: linear Z. B. Be(CH3)2, HgCl2
36
Ausgangsorbitale: s,p,p Hybridorbital: sp2
Geometrische Anordnung: planar Z. B. BF3
37
Ausgangsorbitale: s,p,p,p Hybridorbitale: sp3
Geometrische Anordnung: Tetraedrisch Z. B. CH4, AsCl4+, TiCl4
38
Mehrfachbindungen mit Hybridorbitalen
Durch pi Bindungen
39
Pi-Bindungen können delokalisiert sein
Moleküle, die nach Valenzbindungsmodell (Lewis-Formeln) durch mesomere Grenzstrukturen zu formulieren sind!
40
Bindungsordnung
= 0.5 x [ (Zahl der bindenden e–) - (Zahl der antibindenden e–)]
41
Kann man aus Elektronenstruktur makroskopische Eigenschaften ablesen?
Zahl der ungepaarten e– (Spin!) bestimmt magnetische Eigenschaften
42
paramagnetisch:
Substanz mit ungepaarten e–, wird in ein Magnetfeld hineingezogen
43
diamagnetisch:
Substanz hat nur gepaarte e–, wird von Magnetfeld schwach abgestoßen