Sem 7 Flashcards
Chemische Bindung nach Lewis - Def.
Entstehung von Molekülen durch Bildung von gemeinsamen, bindenden Elektronenpaaren mit Bestreben für jedes Atoms Edelgaskonfiguration zu erreichen
Chemische Bindung nach Lewis - Charakteristika nennen
- Punktformeln
- Oktettregel
- mesomere Grenzstrukturen
- Formalladungen
Chemische Bindung nach Lewis - Charakteristika: Punktformeln - Def.
Elementsymbol + Valenzelektronen als Punkte
(oft verwendet: Schreibweise mit Valenzstrichformeln)
Chemische Bindung nach Lewis - Charakteristika: Oktettregel - Def.
- Streben nach Edelgaskonfiguration durch Ausbildung gemeinsamer EP
- Ausnahmen: z.B. Wasserstoff H₂ → kein Oktett
Chemische Bindung nach Lewis - Charakteristika: mesomere Grenzstrukturen - Def.
- die Verteilung der Elektronen, insb. bei Mehrfachbindungen, führt zu mehreren Möglichkeiten
Chemische Bindung nach Lewis - Charakteristika: Formalladungen - Def.
Valenzelektronenzahl des Atoms – zugeordnete Elektronen = Formalladung
Benenne HClO
hypochlorige Säure
Benenne HNO₃
Salpetersäure
Benenne H₂SO₄
Schwefelsäure
Bindungselektronen - Nenne die Formel zur Berechnung der Bindungselektronenzahl
Bindungselektronenzahl
= 2 · (Anzahl der H-Atome)
+ 8 · (Anzahl übrige Atome)
- (Anzahl aller Valenzelektronen)
Formalladung - Nenne die Formel zur Berechnung der Formalladung
Formalladung
= Anzahl der Valenzelektronen des Atoms
- Anzahl der nicht bindenden Valenz e‾
- Anzahl der Bindungen
oder
Formalladung
= Anzahl der Valenzelektronen des Atoms
– zugeordnete Bindungselektronen
Benennen und ordnen Sie folgende Verbindungen nach der Anzahl der freien Elektronenpaare aufsteigend: H₂, Cl₂, HBr, N₂, NH₃.
Cl₂ (6) > Hbr (3) > N₂ (2) > NH₃ (1) > H₂ (0)
Nenne die grundlegenden Regeln des VSEPR-Modells (EPA-Modells).
- Die Elektronenpaare (EP) des Zentralatoms ordnet man räumlich so an, dass deren Abstand maximal wird.
- Die freien EP beanspruchen mehr Raum als die bindenden.
→ Einfluss auf den Bindungswinkel - Mehrfachbindungen benötigen mehr Platz als Einfachbindungen.
→ z.B. POF₃ Bindungswinkel O-P-F: 103° (<109°) - Elektronegativere Substituenten ziehen bindende EP stärker an und vermindern deren Raumbedarf.
(je elektronegativer, desto kleiner der Bindungswinkel)
z.B. POF₃ : POCl₃ : POBr₃ = 103° : 104° : 108°
Nenne die Regeln für das Zeichnen von Valenzstrichformeln nach dem VSEPR-Modell.
- das weniger elektroneg. Element in der Mitte, aber H-Atome immer außen
- Bindungselektronen für das Molekül bestimmen (i.d.R. Oktett)
- bindende EP und freie EP am zentralen Atom nach VSEPR im Raum verteilen
(max. Abstand) - restliche freie EP einzeichnen
Bestimme die Geometrie der Elektronenpaare und die Molekülgeometrie nach VSEPR (Keilstrichformel) von Ammonium-Ion.
Bestimme die Geometrie der Elektronenpaare und die Molekülgeometrie nach VSEPR (Keilstrichformel) von Phosphor(III)-chlorid.
Bestimme die Geometrie der Elektronenpaare und die Molekülgeometrie nach VSEPR (Keilstrichformel) von Xenon(II)-fluorid.
Bestimme die Geometrie der Elektronenpaare und die Molekülgeometrie nach VSEPR (Keilstrichformel) von Wasser.
Bestimme die Geometrie der Elektronenpaare und die Molekülgeometrie nach VSEPR (Keilstrichformel) von Phosphor(V)-difluoridtrichlorid.
Bestimme die Geometrie der Elektronenpaare und die Molekülgeometrie nach VSEPR (Keilstrichformel) von Tetrachloroiodat(III).
Bestimme die Geometrie der Elektronenpaare und die Molekülgeometrie nach VSEPR (Keilstrichformel) von Hexafluorosilikat(IV).
Zeichnen Sie entsprechend der VB-Theorie die verschiedenen paarweisen Überlappungsmöglichkeiten (unter- und miteinander) von s- und p-Orbitalen und definieren Sie dabei σ- und π-Bindungen.
Erläutern Sie kurz das Konzept der Hybridisierung.
= Modell zur theoretischen Beschreibung der Elektronenstruktur (Teil der VB-Theorie)
- Hybridisierung = Durchmischung
- Hybridorbital = Linearkombination der Wellenfunktionen der AO, aus denen es entstanden ist.
- energetisch unterschiedliche Orbitale → energetisch gleichen Hybridorbitalen
Nenne die wichtigen Arten der Hybridisierung, jeweils mit Beschreibung, Geometrie, Bindung und Beispiel.
- sp³-Hybridisierung:
- Beschreibung: 1 s-Orbital + 3 p-Orbitale → 4 sp³-Hybridorbitale
- Geometrie: tetraedrisch, Bindungswinkel: 109,5°
- Bindung: Einfachbindung
- Beispiel: Methan (C in CH₄) - sp²-Hybridisierung:
- Beschreibung: 1 s-Orbital + 2 p-Orbitale → 3 sp²-Hybridorbitale + 1 p-Orbital
- Geometrie: trigonal-planar, Bindungswinkel: 120°; p-Orbital senkrecht zur Ebene + an Bildung von π-Bindungen beteiligt
- Bindung: Doppelbindung
- Beispiel: Ethen (C in C₂H₄) - sp-Hybridisierung:
- Beschreibung: 1 s-Orbital + 1 p-Orbital → 2 sp-Hybridorbitale + 2 p-Orbital
- Geometrie: linear, Bindungswinkel: 180°; p-Orbitale senkrecht zur Bindungsachse + zueinander + an Bildung von π-Bindungen beteiligt
- Bindung: Dreifachbindung oder 2 Doppelbindungen
- Beispiel: Ethin (C in C₂H₂)
Erläutern Sie mit Hilfe von MO-Diagrammen, warum Wasserstoff bei Raumtemperatur molekular und Helium atomar existiert. Welche Bindungsordnung hat das H₂‾-Ion?
Wasserstoff bildet ein stabiles H₂-Molekül, weil die besetzten bindenden Molekülorbitale zu einer Stabilisierung führen.
Helium bleibt atomar, weil die besetzten bindenden und antibindenden Orbitale sich gegenseitig aufheben, wodurch keine zusätzliche Stabilität entsteht.
Welche Bindungsordnungen ergeben sich für das N₂-Molekül?
Welche Bindungsordnungen ergeben sich für das F₂-Molekül?
Vergleichen Sie die Bindungsverhältnisse im O 2 -Molekül nach der MO- und nach der VB-Theorie.
- Bindungsordnung:
- MO-Theorie: BO 2,5 (bzw. 2 laut Skript) (suggeriert stärkere Bindung)
- VB-Theorie: Doppelbindung - Elektronenpaarung und Magnetismus:
- MO-Theorie: richtigerweise paramagnetisch (wegen ungepaarten Elektronen in den antibindenden π*-Orbitalen)
- VB-Theorie: fälschlicherweise diamagnetisch (da keine Erklärung für ungepaarte Elektronen) - Bindungstyp:
- MO-Theorie: Mischung aus σ-, π-, und antibindenden π*-Orbitalen
- VB-Theorie: Doppelbindung
Wodurch unterscheiden sich Singulett- und Triplett-Sauerstoff anhand der MO-Theorie?
- Triplett-Sauerstoff
= Grundzustand von O₂ (stabil)
- 2 parallele, ungepaarten Elektronen in π*-Orbitalen → paramagnetisch - Singulett-Sauerstoff
= angeregter Zustand (kurzlebig, reaktiv)
2.a) Elektronen antiparallel in π*-Orbitalen
2.b) ein Elektron in ein höherem Orbital gehoben wurde → diamagnetisch
Zeichne die Valenzstrichformel mit freien Elektronenpaaren und Formalladung für HCl.
Zeichne die Valenzstrichformel mit freien Elektronenpaaren und Formalladung für HClO.
Zeichne die Valenzstrichformel mit freien Elektronenpaaren und Formalladung für H₂O.
Zeichne die Valenzstrichformel mit freien Elektronenpaaren und Formalladung für CH₄.
Zeichne die Valenzstrichformel mit freien Elektronenpaaren und Formalladung für CO.
Zeichne die Valenzstrichformel mit freien Elektronenpaaren und Formalladung für H₂S.
Zeichne die Valenzstrichformel mit freien Elektronenpaaren und Formalladung für HNO₃.
Zeichne die Valenzstrichformel mit freien Elektronenpaaren und Formalladung für H₂CO₃.
Zeichne die Valenzstrichformel mit freien Elektronenpaaren und Formalladung für H₂CO₄.
