Molekülstruktur Flashcards
VSEPR:
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
Zuordnung der Molekülstruktur nach der VSEPR-Theorie:
• 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!!
“Grundformen” der Anordnung von Elektronen
zwei: Hantel
drei: Dreieck
vier: Tetraeder
fünf: dreieckige Doppelpyramide
sechs: quadratische Doppelpyramide, Oktaeder
4 bindende EP
0 freie EP
z. B. CH4
tetraedrisch
109,5° HCH-Winkel
3 bindende EP
1 freies EP
z. B. NH3
trigonal pyramidal
107° HNH-Winkel
2 bindende EP
2 freie EP
Z. B. H2O
gewinkelt
105° HOH-Winkel
Unterschied freie und bindende Elektronenpaare
Freie Elektronenpaare wirken stärker abstoßend!
2 bindende EP
O freie EP
Typ: AB2
Z.B. HgCL2
linear
3 bindende EP
O freie EP
Typ AB3
Z.B. BF3
trigonal-planar
2 bindende EP
1 freies EP
Typ: AB2E
Z.B. SnCl2
gewinkelt (<120°)
4 bindendeAEP
0 freie EP
Typ: AB4
Z. B. CH4
tedraedrisch
3 bindende EP
1 freies EP
Typ: AB3E
Z. B. NH3
Trigonal-pyramidal(<109°)
Strukturen mit 5 Elektronenpaaren:
abgeleitet von trigonaler Bipyramide
5 bindende EP
0 freie EP
Typ: AB5
Z. B. PF5
trigonal-bipyramidal
4 bindende EP
1 freies EP
Typ: AB4E
Z. B. SF3
bisphenoidal („seesaw“)
3 bindende EP
2 freie EP
Typ: AB3E2
Z. B. ClF3
T-förmig
2 bindende EP
3 freie EP
Typ: AB2E3
Z. B. XeF2
linear
Strukturen mit 6 Elektronenpaaren:
abgeleitet von Oktaeder
6 bindende EP
0 freie EP
Typ: AB6
Z. B. SF6
oktaedrisch
5 bindende EP
1 freies EP
Typ: AB5E
Z. B. IF5
quadratisch-pyramidal
4 bindende EP
2 freie EP
Typ: AB4E2
Z. B. XeF4
quadratisch-planar
Kann man Eigenschaften aus dem geometrischen Aufbau ablesen?
z.B.: Dipolmoment, Polarität
VSEPR-Modell auch für Moleküle / Ionen mit Mehrfachbindung anwendbar
Mehrfachbindung wird als Einheit betrachtet
Mehrfachbindungen wirken stärker abstoßend
als Einfachbindungen (höhere Elektronendichte)
optische Isomere, Enantiomere
→„Chiralität“
Unterschiedliche Substituenten an tetraedrischem Zentralatom
können zu Molekülen führen, die sich wie Bild und Spiegelbild verhalten, aber
nicht zur Deckung gebracht werden können
Enantiomere Eigenschaften
weitgehend identische chemische und physikalische Eigenschaften,
z.T. aber große Unterschiede in biologischer / physiologischer Wirkung;
Molekülorbitale
Elektronenverteilung im Molekül
Wellenfunktion bzw. Lösung der Schrödinger-Gleichung
für System mit mehreren Atomkernen (→ „Molekül“);
In einfachster Näherung als „Überlappung“ von Atomorbitalen beschreibbar:
in-phase
konstruktive
Überlappung
(„additiv“)
führt zu erhöhter Elektronendichte
zwischen den Atomkernen:
bindendes Molekülorbital
out-of-phase
destruktive
Überlappung
(„subtraktiv“)
führt zu Knotenebene
zwischen den Atomkernen:
antibindendes Molekülorbital
Besetzung der Molekülorbitale
folgt dem Pauli- und Aufbauprinzip
Bezeichnung der Molekülorbitale:
sigma, pi, delta … (analog zu s, p, d, … AOs)
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
Pi MO
eine „Knotenebene”, die in Bindungsachse liegt
• „side-on“ Überlappung von p-Orbitalen führt zu
nicht-rotationssymmetrischen MOs
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
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
Ausgangsorbitale: s, p
Hypridorbitale: sp
Räumliche Anordnung: linear
Z. B. Be(CH3)2, HgCl2
Ausgangsorbitale: s,p,p
Hybridorbital: sp2
Geometrische Anordnung: planar
Z. B. BF3
Ausgangsorbitale: s,p,p,p
Hybridorbitale: sp3
Geometrische Anordnung: Tetraedrisch
Z. B. CH4, AsCl4+, TiCl4
Mehrfachbindungen mit Hybridorbitalen
Durch pi Bindungen
Pi-Bindungen können delokalisiert sein
Moleküle, die nach Valenzbindungsmodell (Lewis-Formeln)
durch mesomere Grenzstrukturen zu formulieren sind!
Bindungsordnung
= 0.5 x [ (Zahl der bindenden e–) - (Zahl der antibindenden e–)]
Kann man aus Elektronenstruktur makroskopische Eigenschaften ablesen?
Zahl der ungepaarten e– (Spin!) bestimmt magnetische Eigenschaften
paramagnetisch:
Substanz mit ungepaarten e–,
wird in ein Magnetfeld hineingezogen
diamagnetisch:
Substanz hat nur gepaarte e–,
wird von Magnetfeld schwach abgestoßen
