Bindungstheorie Elektronenoktett durch Übertragung von Elektronen: Ionenbindung

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1 Bindungstheorie Elektronenoktett durch Übertragung von Elektronen: Ionenbindung al: (Elektronegativität: a 0.9 l 3.1) a (1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 1 ) a + (1s 2, 2s 2, 2p 6 ) + e eon-konfiguration l (1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 5 ) + e l (1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6 ) Argon-Konfiguration

2 a 2 (E: a ) 2 a (1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 1 ) 2 a + (1s 2, 2s 2, 2p 6 ) + 2 e (1s 2, 2s 2, 2p 4 ) + 2 e 2 (1s 2, 2s 2, 2p 6 ) Mg (E: Mg ) Mg (1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2 ) Mg 2+ (1s 2, 2s 2, 2p 6 ) + 2 e (1s 2, 2s 2, 2p 4 ) + 2 e 2 (1s 2, 2s 2, 2p 6 ) Ionische Verbindungen erfordern eine E-Differenz > 1.5

3 Kristallgitter der Salze des AB-Typs sl - Gitter KZ: 8 Radienverhältnis > al - Gitter KZ: 6 Radienverhältnis: < x < ZnS - Gitter KZ: 4 Radienverhältnis: < x < 0.414

4 Elektronenoktett durch gemeinsame Elektronen: Die kovalente Bindung + 4e - 4e 4 (1s 2, 2s 2, 2p 6 ) (1s 2, 2s 2, 2p 2 ) 4+ (1s 2 ) e-konfiguration E: 2.5 e-konfiguration 4+ (1s 2 ): Ionisierungsenergie kj/mol Unter normalen Bedingungen existieren keine 4+ - Ionen. 4 - Ionen werden nur mit sehr elektropositiven Kationen gebildet (z.b. Alkalimetalle).

5 Kovalente Bindung Bindung, die durch gemeinsame Elektronen zwischen zwei Atomen bewirkt wird. Bei einer Einfachbindung ist ein gemeinsames Elektronenpaar vorhanden. Bei einer Doppel- oder Dreifachbindung sind es zwei bzw. drei gemeinsame Elektronenpaare.

6 ktettregel ichtmetalle (ausser Wasserstoff) gehen so viele kovalente Bindungen ein, bis sie die acht Elektronen (ktett) der folgenden Edelgaskonfiguration um sich haben. Das sind in der Regel 8- kovalente Bindungen ( = auptgruppennummer). Elemente der zweiten Periode können das ktett in keinem Fall überschreiten, da sie nur s- und p-valenzorbitale besitzen. Bei Elementen höherer Perioden ist hingegen eine ktettaufweitung möglich.

7 3 8 Valenzelektronen 4 8 Valenzelektronen 5 10 Valenzelektronen verboten!

8 10 Valenzelektronen 11 Valenzelektronen Radikal 10 Valenzelektronen 2 16 Valenzelektronen Valenzelektronen Valenzelektronen

9 Die kovalente Bindung im Wasserstoffmolekül 1s 1 a + b 1s 1 a b

10 a + b a b + l l l a 1s 1 3p z 1 + l l l l l l 3p z 1 3p z 1 Kernverbindungslinie σ-bindungen entstehen durch Überlappung von s- bzw. p- rbitalen rotationssymmetrisch zur Kernverbindungslinie

11 Mesomerie Formulierungsmethode für Bindungsverhältnisse in Molekülen, die durch eine einzige Lewisformel nicht richtig wiedergegeben werden können. Die tatsächlichen Bindungsverhältnisse sind als Mittel zwischen mehreren Grenzformeln anzusehen (Delokalisation von Elektronen).

12 Formalladungen Eine willkürlich dem Atom zugewiesene elektrische Ladung, die sich ergibt, wenn die Bindungselektronen gleichmässig auf die beteiligten Atome aufgeteilt werden. Formalladungen dienen zur Bewertung und Interpretation von Formeln, Struktur und Eigenschaften von Molekülen. Sie geben nicht in jedem Fall die tatsächliche Ladungsverteilung wieder.

13 arbonat 3 2- : 24 Valenzelektronen mesomere Grenzstrukturen Resonanzhybrid Das arbonat-ion ist ein Resonanzhybrid der drei mesomeren Grenzstrukturen. Acetat-Ion Allyl-Ion Äquivalente Resonanzstrukturen

14 icht-äquivalente Resonanzstrukturen des Enolat-Ions Enolat-Ion nicht-äquivalente Resonanzstrukturen zum Vergleich: Allyl-Ion äquivalente Resonanzstrukturen

15 Regeln zur Formulierung mesomerer Grenzformeln Für alle mesomeren Grenzformeln muss die räumliche Anordnung der Atomkerne gleich sein. Grenzformeln unterscheiden sich nur in der Verteilung der Elektronen. Regel 1:Strukturen mit der grösstmöglichen Anzahl von Elektronenoktetts sind bevorzugt. itrosyl-ion stärkere Beteiligung geringere Beteiligung

16 Regel 2:egative Ladungen sollten bevorzugt am Atom mit der grössten, positive Ladungen am Atom mit der geringsten Elektronegativität lokalisiert sein. Enolat-Ion stärkere Beteiligung geringere Beteiligung aber: itrosyl-ion stärkere Beteiligung geringere Beteiligung Regel 1 dominiert gegenüber Regel 2!

17 Regel 3: Strukturen mit geringerer Ladungstrennung sind bevorzugt. Ameisensäure: stärkere Beteiligung geringere Beteiligung eutrale Strukturen sind gegenüber dipolaren begünstigt.

18 Regel 4: Trennung von Ladungen kann durch die ktettregel erzwungen werden. Kohlenmonoxid stärkere Beteiligung geringere Beteiligung Diazomethan stärkere Beteiligung geringere Beteiligung Regel 1 besitzt höhere Priorität als Regel 3. Bei mehreren ladungsgetrennten Resonanzstrukturen dominiert Regel 2.

19 Mesomere Grenzstrukturen von Säuren und ihren konjugierten Basen Salpetersäure 3 : 24 Valenzelektronen itrat 3 - : 24 Valenzelektronen S S Schwefelsäure 2 S 4 : 32 Valenzelektronen Sulfat S 4 2- : 32 Valenzelektronen S 2 S S 2 ktettregel streng gültig

20 Struktur der Verbindungen E Valenzelektr. 17 Valenzelektr. 18 Valenzelektr S 2 18 Valenzelektr S S S

21 Struktur von 2 sowie der vom xid abgeleiteten Ionen Valenzelektr. 17 Valenzelektr. 18 Valenzelektr Abstand: 115 pm 119 pm 124 pm Winkel :

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