Übungen zur VL Chemie für Biologen und Humanbiologen Diese Aufgaben werden in der Übung besprochen.

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1 Übungen zur VL Chemie für Biologen und umanbiologen Diese Aufgaben werden in der Übung besprochen. Die Geometrie organischer Verbindungen 1. Welche Form hat ein s-orbital? Welche Form haben p-orbitale? Skizzieren Sie. Stellen Sie das Vorzeichen der Wellenfunktion durch helle bzw. dunkle Schraffur dar. 2 p x 2 p y 2 p z 2 s s-orbitale sind kugelförmig, p-orbitale haben eine hantelförmige Geometrie. 2. Wie viele p-orbitale können pro Elektronenschale (ab der zweiten) mit Elektronen besetzt werden? Welche räumliche Orientierung haben diese p-orbitale zueinander? Es können drei p-orbitale pro Elektronenschale besetzt werden, das p x, p y und p z -Orbital. Sie stehen orthogonal zueinander. Siehe Aufgabe Was bedeutet sp 3 -ybridisierung? Wieso tritt ybridisierung auf? Erklären Sie kurz am Beispiel von Kohlenstoff. sp 3 -ybridisierung bedeuted, dass ein s-orbital mit den drei p-orbitalen der gleichen Elektronenschale gemischt wurde (Linearkombination). Es entstehen vier ybridorbitale gleicher Symmetrie.

2 Kohlenstoff kann die Elektronenkonfiguration von Neon (Edelgaskonfiguration) erreichen, wenn das Kohlenstoff Atom vier kovalente Bindungen eingeht. Das kugelförmige s-orbital hat jedoch eine sehr ungünstige Geometrie, um mit Atomorbitalen anderer Atome zu überlappen (Bindungen einzugehen). Außerdem stoßen sich bindende Elektronenpaare ab. Die vier sp 3 -ybridorbitale haben durch die Tetraedersymmetrie maximalen Abstand voneinander (109,5 zum nächsten Orbital). 4. a) Welche Geometrie haben die vier sp 3 -Orbitale? Wie stehen sie räumlich zueinander? b) Welche Geometrie haben die drei sp 2 -Orbitale? Wie stehen sie räumlich zueinander? Wie ist das übriggebliebene p-orbital orientiert? c) Welche Geometrie haben die zwei sp-orbitale? Wie stehen sie räumlich zueinander? Wie sind die übriggebliebenen p-orbitale orientiert? Auf ist das Modell der ybridisierung schön animiert: vlu/page/vsc/de/ch/2/oc/physikalische_grundlagen/chemische_bindung/hybridisierung/zusam menfassung/hybri_edichte.vscml.html a) Alle der ybridorbitale, gleich welcher ybridisierungsart haben alleine betrachtet eine ähnliche Geometrie. Einen großen Eines der sp 3 -Orbitale: Die vier sp 3 -Orbitale bilden einen Tetraeder. Der kleinere Orbitallappen entgegengesetzter Phase wird in den Zeichnungen oft weggelassen. b) ein sp 2 -Orbital Die drei sp 2 -Orbitale liegen in einer Ebene. Zwischen ihnen ist jeweils ein Winkel von 120.

3 Das verbleibende p z -Orbital steht senkrecht auf den sp 2 -Orbitalen c) ein sp-orbital Die beiden sp-orbitale stehen im 180 -Winkel zueinander. 180 Die verbleibenden p z - und p x -Orbital stehen orthogonal zu den sp-orbitalen. Die p-orbitale wiederum stehen orthogonal zueinander. 5. Welche Orbitale überlappen, um eine sigma-bindung zu bilden welche Orbitale überlappen, um eine pi-bindung zu bilden? Erklären Sie anhand der Doppelbindung von Ethen (C 2 4 ) und der Dreifachbindung von Ethin (C 2 2 ). Ethen Valenzstrichformel: bzw. schlicht

4 Orbitalüberlappungen: Ethin Valenzstrichformel: Orbitalüberlappungen:

5 6. Das Konzept der ybridisierung wird auch für andere Elemente verwendet. Zeichnen sie Ammoniak (N 3 ) und Wasser dreidimensional. Nutzen sie die Keil-Schreibweise für diese Darstellung. Welche ybridisierung weisen Stickstoff bzw. Sauerstoff in diesen Verbindungen auf? Beispiel: Dreidimensionale Struktur von Methan mit ilfe der Keilschreibweise Ammoniak: C Wasser: Sowohl Stickstoff als auch Wasserstoff sind in diesen Verbindungen am besten mit einer sp 3 - ybridisierung zu beschreiben. 7. Die folgende Valenzstrichformel ist nach der Oktettregel korrekt. Die Geometrie der Bindungen ist jedoch komplett falsch. Zeichnen Sie die Verbindung neu. Zeichnen Sie zu Übungszwecken dabei auch die Wasserstoffatome ein, die zuvor weggelassen wurden. Benutzen Sie wieder die Keilschreibweise. Richtig: FALSC!!!

6 Gezeichnet ohne Wasserstoffatome am Kohlenstoff: Stöchiometrie von Redoxreaktionen Ergänzen Sie die fehlenden Koeffizienten in den folgenden Redoxreaktionen. Nutzen sie dafür die Information Aufstellen von Redoxgleichungen. 8.? KMnO 4 +? KI +? 2 SO 4? MnSO 4 +? I 2 +? K 2 SO 4 +? 2 O -I 0 2 I - I e - 5 Reduktion: +VII +II MnO e Mn O 2 2 KMnO KI SO 4 2 MnSO I K 2 SO O 9.? I 2 +? Na 2 S 2 O 3 +? NaO? NaI +? Na 2 SO 4 +? 2 O 0 -I I e - 2 I - 4 Reduktion: +VI/-II für S +VI S 2 O O - 2 SO e O 4 I 2 + Na 2 S 2 O NaO 8 NaI + 2 Na 2 SO O 10.? FeCl 2 +? 2 O 2 +? Cl? FeCl 3 +? 2 O +II +III Fe 2+ Fe 3+ + e - 2

7 Reduktion: -I -II 2 O e O 2 FeCl O Cl 2 FeCl O 11.? KBrO 3 +? CoCl 2 +? Cl? KBr +? CoCl 3 +? 2 O +II +III Co 2+ Co 3+ + e - 6 Reduktion: +V -I BrO e Br O KBrO CoCl Cl KBr + 6 CoCl O