Die chemische Bindung: Erklärt was die Atome in den Atomverbänden zusammenhält. A. Soi

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1 Die chemische Bindung: Erklärt was die Atome in den Atomverbänden zusammenhält. A. Soi

2 Tip II: Wie gelange ich von der Molekülformel zur Lewis Formel? Das Bauprinzip von Molekülen. i) Ein Zentralatom, das ist das grösste und/oder das Atom mit der geringsten Elektronegativität, bindet über Elektronenpaarbindungen weitere Atome an sich. ii) Die Wasserstoffatome befinden sich immer an der Peripherie des Moleküls. iii) In kleinen Molekülen die Kohlenstoffatome enthalten, sind die Kohlenstoffatome die Zentralatome. iv) Sauerstoffatome sind niemals Zentralatome, es sei denn, es gibt keine andere Möglichkeit. v) Die Bildung polarer Bindungen ist der Bildung von unpolaren Bindungen vorzuziehen. Tip III: Wie gelange ich von der Molekülformel zur Lewis Formel? Allgemeine Vorgehensweise i) Bestimme das Zentralatom ii) Bestimme die Zahl der Bindungselektronenpaare. iii) Verbinde die Atome mit den in ii) ermittelten Bindungselektronenpaare zu einem Molekül, wobei polare Bindungen unpolaren Bindungen vorzuziehen sind. iv) Verteile die freien Elektronenpaare so, dass jedes Atom die Oktettregel erfüllt (siehe Tip I). v) Die Summe aller Formalladungen muss der Ladung des Moleküls entsprechen. A. Soi

3 Zahl Bindungen (ZB) 8 Ohne H Atome 2 H Atome 2 VE Ladung SO 2 S+ + - O O- Formale Ladung (FL) Gn 2FEp Bindungen Freie VE Ladung Elektronenpaare (FEp) 2 ZB A. Soi

4 Die Valenz (Bindigkeit), gibt die Zahl der Elektronen an, die ein Atom in einem Molekül zur Bindungsbildung beisteuert; ValenzFL Zahl der Bindungen O S+ + O- - Das Schwefelatom im SO 2 Molekül hat eine Valenz von 1+3 = 4. Das bedeutet, dass das S Atom von seinen 6 Valenzelektronen 4 zur Bindung der zwei Sauerstoffatomen beisteuert. H S H Wie gross ist die Valenz des S Atoms in diesem Fall? Valenz = = 2 A. Soi

5 SO 2 Warum nicht diese Struktur? + S+ O O- - O S O Tip II: Wie gelange ich von der Molekülformel zur Lewis Formel? Das Bauprinzip von Molekülen. i) Ein Zentralatom, das ist das grösste und/oder das Atom mit der geringsten Elektronegativität, bindet über Elektronenpaarbindungen weitere Atome an sich. ii) Die Wasserstoffatome befinden sich immer an der Peripherie des Moleküls. iii) In kleinen Molekülen die Kohlenstoffatome enthalten, sind die Kohlenstoffatome die Zentralatome. iv) Sauerstoffatome sind niemals Zentralatome, es sei denn, es gibt keine andere Möglichkeit. v) Die Bildung polarer Bindungen ist der Bildung von unpolaren Bindungen vorzuziehen. Moleküle mit mehr polaren Bindungen sind relativ zu den freien Atomen stabiler als Moleküle mit weniger polaren Bindungen! A. Soi

6 Hausaufgabe. Zeichnen Sie die vollständigen Lewis Formeln zu den folgenden chemischen Formeln HClO 4 HClO 3 H 2 SO 4 SOCl 2 SO 3 HNO 2 N 2 O 5 NO 2 NO NO 2 H 3 PO 4 COCl 2 H 2 CO 2 Beispiele für Moleküle mit ungepaarten Elektronen. Lösungen im Netz unter: Kompliziertere Lewis Formeln. A. Soi

7 FIGURE Balloon analogy to valence shell electron pair repulsion A. Soi 193

8 Zentralatom Koordinationszahl KZ Sterische Zahl SZ Molekültyp ZA 4 ZEA 3 ZE 2 A 2 ZE 3 A 1 194

9 Definition Dipolmoleküle Polares Molekül: EN 0 Bindungsdipole 0 Dipolmolekül (Ladungsschwerpunkte fallen nicht zusammen) Unpolares Molekül: EN 0 Bindungsdipole = 0 (Ladungsschwerpunkte fallen zusammen) ODER EN = EN 0 Bindungsdipole = 0 HCN CH 4 A. Soi 195

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11 Dipolmoleküle richten sich im elektrischen Feld aus A. Soi 197

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13 CH 2 CL Bindungsdipole und DIpolmoleküle Der Elektronegativitätsunterschied (EN) zwischen den Atomen hat eine Polarisierung der Bindung zur Folge. => Polare Bindung. Symbolisch: + C Cl ODER C Cl = Partialladung, in einer Bindung ist - stets am Atom mit der grösseren Elektronegativität. Polare Bindungen besitzen ein Bidnungsdipolmoment. Symbolisch: Positiver Pol + Negativer Pol Bidnungsdipolmomente addieren sich zu einem Moleküldipolmoment. Dipolmoleküle (Polare Moleküle). Symbolisch: + A. Soi 199

14 H 2 O CH 2 O COCl 2 0 CF 4 CH 2 Cl HF HCl Bindungsdipole und Dipolmoleküle. Beispiele A. Soi HI 200

15 1.41 Bindungsdipole und Dipolmoleküle. Beispiele + + H 2 S CH 2 Cl H 2 O A. Soi 201