Wiederholung der letzten Vorlesungsstunde: Thema: Chemische Bindungen II

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1 Wiederholung der letzten Vorlesungsstunde: Thema: Chemische Bindungen II Elektronenpaarbindung, Elektronegativität, polare Atombindung, Dipolmoment, Hybridisierung von Atomorbitalen, sp 3 -, sp 2 -, sp-hybridorbitale, Einfachbindungen, Doppelbindungen, σ-bindungen, π-bindungen Thema heute: Chemische Bindungen III, Fortsetzung Hybridisierung. 140

2 Formel Elektronenstruktur Molekülstruktur Beispiele sp AX 2 linear BeCl 2 (g) sp 2 AX 3 trigonal eben BF 3 AX 2 E gewinkelt SnCl 2 (g) sp 3 AX 4 tetraedrisch + CH 4, NH 4 AX 3 E trigonal-pyramidal NH 3 AX 2 E 2 gewinkelt H 2 O sp 3 d AX 5 trigonal bipyramidal PF 5 AX 4 E verzerrt SF 4 AX 3 E 2 T-förmig ClF 3 AX 2 E 3 linear - - XeF 2, I 3, ICl 2 sp 3 d 2 AX 6 oktaedrisch 2- SF 6, SiF 6 AX 5 E quadratisch-pyramidal IF 5 AX 4 E 2 quadratisch-planar - XeF 4, ICl 4 141

3 142

4 143

5 144

6 Oktetterweiterung bei Atomen der 3. oder höheren Periode, Beispiel SF 6 : a) Valenzelektronenkonfiguration des angeregten S-Atoms. b) Lewisformel von SF 6. c) Geometrische Anordnung der Atome im Molekül SF 6. S bildet mit den sechs F- Atomen sechs σ-bindungen, die oktaedrisch ausgerichtet sind. Es benutzt dazu die sechs d 2 sp 3 -Hybridorbitale, die von den Valenzelektronen des angeregten S- Atoms gebildet werden. 145

7 Molekül PF 5 SF 4 ClF 3 Elektronenkonfiguration Lewisformel Räumlicher Bau 146

8 Mesomerie / Resonanz Besteht für eine chemische Verbindung die Notwendigkeit der Formulierung verschiedener elektronischer Anordnungen hinsichtlich ihrer chemischen Bindung, dann liegt Mesomerie bzw. Resonanz vor. Grenzformeln beschreiben nichtexistente Grenzzustände. Real ist nur ein Zustand. Beispiel: Carbonat-Anion: C-O-Bindungslänge im Carbonat 131 pm reine C=O Doppelbindung 122 pm reine C-O Einfachbindung 143 pm Der Mesomeriepfeil bedeutet, dass der wahre Zustand zwischen den Grenzformeln liegt. - Grenzformeln sind energetisch gleichwertig. - Mesomerie verändert nur die Elektronenverteilung, aber nicht die Struktur. - Alle Grenzstrukturen haben die gleiche Hybridisierung. 147

9 sp 2 Hybridisierung: Bindungswinkel 120, das Carbonat-Ion Mesomerie: äquivalente Wechselwirkung der p z Orbitale des Kohlenstoffs und der Sauerstoffatome 148

10 σ-, π-bindungen am Beispiel vom Distickstoff, N 2 : 149

11 Mehrfachbindungen C 2 -Kohlenwasserstoffe Ethan, Ethen (Ethylen) und Ethin (Acetylen): Ethanmolekül: jedes C-Atom nutzt sp 3 -Hybride zur Ausbildung von σ-bindungen mit dem anderen C-Atom und mit je drei H-Atomen. Da die C-C-σ Bindung bezüglich der Kernverbindungsachse rotationssymmetrisch ist, ist eine Drehung der beiden Molekülhälften gegeneinander um diese Bindung möglich: 150

12 Die Orientierung der beiden Molekülteile: Konformation, Newman-Projektion, Diederwinkel 151

13 Drehung möglich bei Einfachbindungen 152

14 Das Ethylen-Molekül: planare Struktur, H-C-H-Bindungswinkel 118. Das σ- Bindungsgerüst des Moleküls lässt sich mit Hilfe von sp 2 -Hybriden der beiden C- Atome beschreiben: π-bindung, mit Ladungsdichte oberhalb und unterhalb der Kernverbindungsachse: Keine freie Drehbarkeit um die C-C-Achse 153

15 Acetylen-Molekül: lineare Struktur, sp-hybrid-orbitale an den C-Atomen: 2p y - und 2p z -Orbital stehen senkrecht zueinander und senkrecht zur Kernverbindungsachse, zwei π -Bindungen mit Elektronendichte über und unter sowie vor und hinter der C-C-Achse. Die Dreifachbindung besteht also aus einer σ- und zwei π -Bindungen 154

16 Mit dem Bindungsgrad nimmt die Bindungsenergie zu und der Kernabstand (Bindungslänge) ab: C-C-Abstand [pm] Bindungsenergie [kj/mol] C-C-Bindungsordnung Ethan Ethen Ethin Phosphorsäure: Die gleichen Regeln, die für die Ableitung von Molekülstrukturen mit Einfachbindungen gelten, können auch für Moleküle mit Mehrfachbindungen verwendet werden. Dabei ist stets zu beachten, dass π-bindungen nur von nicht hybridisierten Orbitalen gebildet werden. 155

17 Doppelbindungsregel: π(p,p)-bindungen werden bevorzugt von den Elementen der 2. Periode gebildet. Die Elemente der 3. Periode bilden in formal analogen Verbindungen bevorzugt Einfachbindungen: 156

18 VSEPR-Theorie Ziel: Einfache Ermittlung von Elektronen-/Molekülstrukturen VSEPR-Methode (Valence Shell Electron Pair Repulsion) Von GILLESPIE und NYHOLM (1957) Rein elektrostatisches Modell, Molekülstruktur ergibt sich aus dem Prinzip der Abstoßung von Elektronenwolken bzw. spinparalleler Elektronen Die VSEPR-Methode gestattet, unter Anwendung einfachster Voraussetzungen, die Molekülstrukturen bis zur Koordinationszahl 6 verhältnismäßig genau vorherzusagen. Sie verzichtet auf den mathematischen Apparat der Quantenchemie und betont die innerelektronische Abstoßung. 157

19 Valenzschalen Elektronenpaar Abstoßungs-Modell VSEPR Valence Shell Electron Pair Repulsion Regeln: 1. In Molekülen des Typs AB n ordnen sich die Elektronenpaare in der Valenzschale des Zentralatoms in maximalem Abstand, d. h. im maximalen Abstand auf einer Kugeloberfläche an. 2. Die freien Elektronenpaare (nicht bindenden EP) beanspruchen mehr Raum als die bindenden EP und verringern dadurch die Bindungswinkel. In nicht äquivalenten Strukturen besetzen freie EP die Plätze mit dem größten Raumangebot. 3. Elektronegative Substituenten ziehen bindende EP stärker an sich heran und vermindern damit deren Raumbedarf. 4. Mehrfachbindungen beanspruchen mehr Raum als Einfachbindungen und verringern die Bindungswinkel der Einfachbindungen. 158

20 AE 2 (und AX 2 ): Elektronenanordnung und Molekülgestalt: lineare Anordnung, Winkel: 180 Beispiele: Einfachbindungen: BeH 2, BeCl 2 Mehrfachbindungen: CO 2, CH 3 -C C-H, H-C N 159

21 AE 3 : dreieckige Elektronenpaaranordnung Type AX 3 : Elektronenpaaranordnung und Molekülgestalt: gleichseitiges, planares Dreieck, Winkel: 120 Beispiele: Einfachbindungen: BF 3 Mehrfachbindungen: SO 3, H 2 C=O, H 2 C=CH 2, Cl 2 C=O 160

22 Type AX 2 E: Elektronenpaaranordnung: gleichseitiges planares Dreieck, Winkel: <120, Atomanordnung: gewinkelt Beispiele: Einfachbindungen: SnCl 2 Mehrfachbindungen: SO 2, O 3 (Ozon), NO 2-161

23 AE 4 : tetraedrische Elektronenpaaranordnung, Winkel 109,5 o AX 4 : Elektronenpaaranordnung und Molekülgestalt: tetraedrisch Beispiele: Einfachbindungen: CH 4, CF 4, [NH 4 ] + Mehrfachbindungen: [SO 4 ] 2-, [PO 4 ] 3-, OPCl 3. SO 2 Cl 2 Typ: AX 3 E: tetraedrische Elektronenpaaranordnung, trigonal-pyramidale Molekülgestalt Beispiele: Einfachbindungen: NH 3, PF 3, AsCl 3 Mehrfachbindungen: [SO 3 ] 2-, SOCl 2 162

24 Typ: AX 2 E 2 : tetraedrische Elektronenpaaranordnung, gewinkelte Molekülgestalt Beispiele: Einfachbindungen: H 2 O, H 2 S, SF 2 Mehrfachbindungen: [ClO 2 ] -, XeO 2 AE 5 : Typ: AX 5 : Molekülgestalt: trigonal-bipyramidal oder quadratisch pyramidal Beispiele: Einfachbindungen: PCl 5, SbCl 5, AsF 5, CH 3 -PF 4 Mehrfachbindungen: O=SF 4 163

25 Typ: AX 4 E: Elektronenanordnung: trigonal-bipyramidal; Molekülgestalt: verzerrt (<120, 90 ) Beispiele: Einfachbindungen: SF 4, TeF 4, R 2 SeCl 2 Mehrfachbindungen: O 2 XeF 2 Typ: AX 3 E 2 : Molekülgestalt: T-förmig (90 ) Beispiele: Einfachbindungen: ClF 3, BrF 3 Mehrfachbindungen: - 164

26 Typ: AX 2 E 3 : Molekülgestalt: linear (180 ) Beispiele: Einfachbindungen: [ICl 2 ] -, [I 3 ] -, XeF 2, [IF 2 ] - Mehrfachbindungen: - AE 6 : Oktaedrische Elektronenpaaranordnung Typ: AX 6 : Molekülgestalt: oktaedrisch (90 ) Beispiele: Einfachbindungen: [SiF 6 ] 2-, [PbCl 6 ] 2- SF 6, [PF 6 ] - Mehrfachbindungen: O=IF 5 165

27 Typ: AX 5 E Elektronenanordnung: oktaedrisch Molekülgestalt: quadratisch-pyramidal (90 ) Beispiele: Einfachbindungen: BrF 5, IF 5 Mehrfachbindungen: - Typ: AX 4 E 2 Elektronenanordnung: oktaedrisch Molekülgestalt: quadratisch-planar (90 ) Trans-Stellung der freien Elektronenpaare Beispiele: Einfachbindungen: [ICl 4 ] -, XeF 4, [IF 4 ] - Mehrfachbindungen: - 166

28 167

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