KSO ATOMBINDUNG (GF) Skript Atombindung (GF) V1.0 12/12 MMo, edited by Bor

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1 1 KSO ATOMBINDUNG (GF) Skript Atombindung (GF) V1.0 12/12 MMo, edited by Bor

2 2 INALTSVERZEICNIS "ATOMBINDUNG" 1. Einleitung Das Kugelwolkenmodell Einleitung Die Elektronenwolke Regeln für das Kugelwolkenmodell Die Kugelwolken der ersten elf Elemente Bildung einer Atombindung Das Wasserstoff-Molekül Das Fluor-Molekül Das Fluorwasserstoff-Molekül Die Lewis-Formel Einleitung Einzelne Atome in Lewis-Schreibweise Moleküle in Lewis-Schreibweise Die Molekülbausätze Die räumliche Struktur von Molekülen Die Edelgasregel Die alogen-moleküle Die Doppelbindung Die Dreifachbindung Die räumliche Struktur von Molekülen II... 18

3 3 1. Einleitung Die erste Gruppe der Stoffe, die Moleküle, machen nicht nur den anzahlmässig grössten Teil an Verbindungen aus, sondern sind zusätzlich für das Leben auf der Erde von essentieller Bedeutung. Denken Sie dabei schon nur an sich selber. Wie Sie vielleicht schon wissen, bestehen Sie zu 60 % bis 70 % aus Wasser, dem wohl bekanntesten Vertreter der Moleküle. Sie haben bereits gelernt, dass Moleküle ausschliesslich aus Nichtmetallen aufgebaut sind. Um zu verstehen, aus welchem Grund überhaupt eine Bindung zwischen zwei Nichtmetall-Atomen zustande kommen kann, muss im nächsten Abschnitt kurz auf ein neues Atommodell eingegangen werden. 2. Das Kugelwolkenmodell 2.1 Einleitung Das letzte Atommodell, welches wir behandelt haben, war das Bohr sche Atommodell. Aufgabe I Was sind die Kernaussagen des Bohr schen Atommodells? Zeichnen und beschriften Sie ein Atom aufgrund der Erkenntnisse von Bohr. Bei diesem Modell umkreisen die Elektronen den Kern wie die Planeten die Sonne. Die daraus resultierende Zielscheibe ist zwar recht anschaulich und zum Beschreiben der Metall- und Ionenbindung (bei Salzen) noch geeignet, um die Sachverhalte bei der Elektronenpaarbindung zu beschreiben, versagt dieses Modell jedoch. 2.2 Die Elektronenwolke Elektronen sind keine Planeten. Sie kreisen nicht um den Kern. Sie bewegen sich überhaupt nicht auf bestimmten Bahnen. Ihre Bewegung kann nicht vorausgesagt werden wie die eines Planeten oder einer Gewehrkugel. Nicht weil die Wissenschaftler das bisher noch nicht geschafft haben, sondern weil es grundsätzlich unmöglich ist. Das mag unverständlich klingen. Das Problem dabei ist, dass Elektronen sowohl Wellen als auch Teilchen sind. Auf

4 4 dieses Phänomen (Welle-Teilchen-Dualismus) soll aber hier nicht weiter eingegangen werden. Zwar lässt sich die Bewegung eines Elektrons nicht voraussagen, wohl aber die Wahrscheinlichkeit, mit der es an einem bestimmten Punkt angetroffen werden kann. Für jeden Punkt im Raum kann die Aufenthaltswahrscheinlichkeit des Elektrons berechnet werden. Daraus ergibt sich der Raum, in welchem sich das Elektron mit einer Wahrscheinlichkeit von 90 % aufhält. Man nennt diesen Raum Elektronenwolke oder Orbital. Wie kann man aber eine solche Elektronenwolke darstellen? Stellen Sie sich vor, man könnte das Elektron im Atom fotografieren und man würde viele Momentaufnahmen machen. Auf jeder wäre das Elektron an einem anderen Ort zu sehen, als kleiner schwarzer Punkt auf einem durchsichtigen Film. Legt man nun all diese Filme übereinander, so erkennt man eine Wolke von Punkten. Dort, wo die Punkte dichter liegen, befindet sich das Elektron häufiger, wo sie weiter voneinander entfernt liegen, ist das Elektron seltener anzutreffen. Elektronenwolken besitzen also dichtere und weniger Bild: Atombau, Leitprogramm der ETZ dichte Stellen. Nach aussen nimmt ihre Dichte ab, sie haben aber keine scharfe Begrenzung. Aufgabe II Diskutieren Sie mit dem Nachbarn oder der Nachbarin über das eben Gelernte. Versuchen Sie das Zustandekommen eines Orbitals zu beschreiben. 2.3 Regeln für das Kugelwolkenmodell Um Elektronenwolken darstellen zu können, existieren einige Regeln. Diese Regeln werden nachstehend noch eingehend geübt. 1. Die Elektronenwolken sind kugelförmig. 2. Pauli-Prinzip: Eine Wolke kann höchstens zwei Elektronen enthalten. 3. Die erste Schale besteht aus einer Wolke, in deren Zentrum sich der Kern befindet. 4. Die äusserste Schale besteht aus höchstens vier Wolken und kann somit höchstens acht Elektronen enthalten. 5. und'sche Regel: Doppelt mit Elektronen besetzte Wolken kommen nur vor, wenn die übrigen Wolken der Schale mindestens einfach besetzt sind.

5 5 6. Die Elektronen in den Wolken stossen sich gegenseitig ab. Wenn die Wolken Elektronen enthalten, ordnen sie sich deshalb innerhalb der Schale so an, dass sie einen möglichst grossen Abstand voneinander haben. Mit diesen sechs Regeln können Sie für alle Atome ableiten, wie diese im Kugelwolkenmodell darzustellen sind. Dies werden wir im Folgenden für die Atome mit den Ordnungszahlen 1 bis 11 versuchen. Sie müssen sich dazu einzig und alleine wieder daran erinnern, wie viele Elektronen auf welcher Schale vorkommen (können). Die Nummerierung der Regeln müssen Sie nicht auswendig können, jedoch sollten Sie die Regeln zur Darstellung beherrschen. 2.4 Die Kugelwolken der ersten elf Elemente Aufgabe III Zeichnen Sie die fehlenden Kugelwolkenmodelle. Malen Sie die Elektronenwolken mit verschiedenen Farben aus, je nachdem wie viele Elektronen sie enthalten, z.b. halb besetzte Elektronenwolken mit hellblau, doppelt besetzte mit dunkelblau. Lösungen liegen auf. Wasserstoff Das Wasserstoff-Atom besitzt ein Elektron. Es bewegt sich in einer Kugelwolke, in deren Zentrum sich der Kern befindet (Regel 3). elium Das elium-atom besitzt zwei Elektronen, die sich in der gleichen Wolke bewegen. Diese Wolke bildet die innerste Elektronenschale, die nun voll besetzt ist (Regeln 2, 3). Lithium Das dritte Elektron des Lithium-Atoms bewegt sich in einer weiter aussen gelegenen Wolke, die zur zweiten Schale gehört. Die Wolken der zweiten und der höheren Schalen befinden sich in ständiger Bewegung um den Atomrumpf. Aus diesem Grund wirken die Atome nach aussen wie Kugeln, was durch die gestrichelten Linien in den Abbildungen angedeutet ist.

6 6 Beryllium Im Beryllium-Atom bewegen sich die beiden Elektronen der zweiten Schale in zwei Wolken (Regel 5). Da sich diese gegenseitig abstossen, liegen sie einander gegenüber (Regel 6). Die äusseren Elektronenwolken und der Atomrumpf liegen also auf einer Geraden, d.h. sie sind linear angeordnet. Bor Die zweite Schale des Bor-Atoms enthält drei einfach besetzte Wolken (Regel 5), die wegen der gegenseitigen Abstossung (Regel 6) ein gleichseitiges Dreieck bilden. Dies ist eine trigonale Anordnung. Kohlenstoff Das C-Atom enthält vier einfach besetzte Wolken in der zweiten Schale. Auf Grund der Abstossung sind die Abstände zwischen ihnen gleich gross. Sie sind somit tetraedrisch angeordnet, d. h. sie liegen an den Ecken eines Tetraeders. Stickstoff Da die äusserste Schale höchstens vier Elektronenwolken enthalten kann (Regel 4), ist im Stickstoff-Atom, welches fünf Valenzelektronen besitzt, eine der vier äusseren Wolken doppelt besetzt (Regel 5). Die vier Wolken sind wiederum tetraedrisch angeordnet (Regel 6). Sauerstoff Von den vier tetraedrisch angeordneten Wolken der zweiten Schale sind im Sauerstoff-Atom zwei doppelt besetzt. Fluor Von den vier tetraedrisch angeordneten Wolken der zweiten Schale sind im Fluor-Atom drei doppelt besetzt. Neon Mit vier doppelt besetzten Wolken ist die äusserste Schale des Neon-Atoms gefüllt. Natrium Da das elfte Elektron des Natrium-Atoms in der zweiten Schale keinen Platz mehr findet, bewegt es sich in einer noch weiter aussen gelegenen Wolke, die zur dritten Schale gehört. Die Elektronenanordnung ähnelt derjenigen des Lithiums, der Unterschied besteht darin, dass der Atomrumpf nicht nur eine, sondern bereits zwei Schalen enthält.

7 7 Aufgabe IV Dies ist eine Zusatzübung. Wenn Sie Aufgabe III bereits vollständig gelöst haben, können Sie, bis alle soweit sind, die Elemente mit den Ordnungszahlen 12 bis 18 im Kugelwolkenmodell auf ein separates Blatt skizzieren. Anmerkungen! Mit dem Kugelwolkenmodell können die ersten zwanzig Atome ohne Probleme gezeichnet werden. Bei den nachfolgenden Atomen funktioniert das Kugelwolkenmodell nicht mehr ohne Weiteres (siehe dazu auch Skript Das Periodensystem der Elemente ). In diesem Skript wird zudem nur die Atombindung betrachtet. Diese kann ausschliesslich zwischen Nichtmetallen erfolgen. Die Kugelwolkenmodelle der Atome bis zum zwanzigsten Element können zwar gezeichnet werden, nachstehend sind aber nur die Kugelwolkenmodelle der Nichtmetalle von Bedeutung.

8 8 3. Bildung einer Atombindung Um die Bildung einer Atombindung im Detail zu verstehen, gehen wir zunächst vom einfachsten Molekül, dem Wasserstoff-Molekül, bestehend aus zwei Wasserstoff-Atomen, aus und erweitern dann mit den dort gewonnenen Erkenntnissen auf alle möglichen Atombindungen. 3.1 Das Wasserstoff-Molekül Nähern sich zwei Wasserstoff-Atome einander (und dies geschieht zufällig!), so kann es zu einer Durchdringung, auch Überlappung genannt, der beiden Kugelwolken kommen. Ab einer genügend kleinen Distanz treten danach (!) Wechselwirkungen zwischen den einzelnen Bilder: Elementarteilchen der beiden Atome auf. Dabei treten anziehende, aber auch abstossende Kräfte auf. Aufgabe V Zwischen welchen Elementarteilchen treten anziehende Kräfte auf? Zwischen welchen abstossende? Beim Auftragen der Energie gegen den Abstand der beiden Atomkerne in einer Grafik resultiert das folgende Bild. Die Grafik ist von rechts nach links zu lesen.

9 9 Bild: wps.prenhall.com Insgesamt erfolgt aus der Überlappung der beiden Elektronenwolken eine Energieabgabe. Die dabei frei werdende Energie nennt man Bindungsenergie. Sie muss auch aufgewendet werden, um die beiden Atome im Molekül wieder zu trennen (= Spaltungsenergie). Bei der Bildung einer Atombindung wird immer Energie frei! Aufgabe VI Diskutieren Sie mit dem Pultnachbarn oder der Pultnachbarin die Grafik in der letzten Abbildung. Gehen Sie dabei auf zwei Fragen ein und halten Sie die Antworten darauf fest. - Wieso fällt die Kurve in der Mitte ab? - Aus welchem Grund steigt die Kurve links so stark an? 3.2 Das Fluor-Molekül Die Bildung eines Fluor-Moleküls lässt sich in der gleichen Weise wie beim Wasserstoff- Molekül verstehen. Aufgabe VII Zeichnen Sie ein Fluor-Atom im Kugelwolkenmodell. Jedes Fluor-Atom besitzt auf der äussersten Schale neben den drei doppelt besetzten Wolken eine einfach besetzte Wolke. Wenn sich zwei Fluor-Atome einander genügend nähern, geraten die Valenzelektronen des einen Atoms in den jeweiligen Anziehungsbereich

10 10 des anderen. Die zwei einfach besetzten Wolken überlagern sich. Die beiden Elektronen in den sich überlagernden Wolken werden von beiden Atomrümpfen in gleicher Weise angezogen. Eine Fluor-Fluor-Atombindung, und damit ein Fluor-Molekül, hat sich ausgebildet. Aufgabe VIII Zeichnen Sie ein Fluor-Molekül im Kugelwolkenmodell. 3.3 Das Fluorwasserstoff-Molekül Nun existieren nicht nur Moleküle zwischen Atomen desselben Elementes, auch zwischen Atomen verschiedener Elemente kann es zur Ausbildung eines Moleküls kommen. So ist dies z.b. der Fall beim Fluorwasserstoff-Molekül. Die einfach besetzte Wolke des Wasserstoff- Atoms kann sich mit der einfach besetzten Wolke des Fluor-Atoms überlagern. Auch auf diese Weise kann ein Molekül entstehen. Aufgabe IX Zeichnen Sie ein Fluorwasserstoff-Molekül mit ilfe des Kugelwolkenmodells.

11 11 4. Die Lewisformel 4.1 Einleitung In Molekülen halten die einzelnen Atome nach der Theorie des amerikanischen Chemikers Gilbert Newton Lewis ( ) durch die Elektronenpaarbindung, auch Atombindung genannt, zusammen. Diese Bindung zeichnet sich durch (mindestens) ein gemeinsames Elektronenpaar aus. Dieses kann auch als bindendes Elektronenpaar bezeichnet werden, die Bindung als kovalente Bindung. Das Kugelwolkenmodell lässt sich sehr gut verwenden, um das Zustandekommen einer Atombindung zu erklären. Sie haben aber bei Aufgaben VIII und IX sicherlich gemerkt, dass das Zeichnen eines Moleküls mit ilfe des Kugelwolkenmodells sehr mühsam werden kann. Vor allem wenn Sie dabei bedenken, dass die obigen Moleküle aus nur je zwei Atomen bestehen, was die Ausnahme ist. Lewis hatte dieses Problem bereits erkannt und einen Vorschlag zu einer vereinfachten Schreibweise vorgeschlagen. Noch bis heute wird intensiv von dieser Schreibweise Gebrauch gemacht. Bild: Einzelne Atome in Lewis-Schreibweise Nach Lewis lassen sich die einzelnen Valenzelektronen eines Atoms als Punkte am Elementsymbol und die Elektronenpaare auch als Striche darstellen. Die ersten beiden Elemente des Periodensystems sehen in der Lewis-Schreibweise, auch Lewisformel genannt, wie folgt aus. e:, besser e Beim Wasserstoff-Atom wird das einzelne Valenzelektron als Punkt oben, rechts, links oder unten an das Elementsymbol gezeichnet. Beim elium-atom befinden sich die beiden Valenzelektronen in derselben Elektronenwolke und werden aus diesem Grund auch auf derselben Seite des Elementsymbols gezeichnet. Da die beiden Elektronen sich in der gleichen Elektronenwolke befinden und aus diesem Grund ein so genanntes Elektronenpaar ausbilden, wird dies meist als Strich an Stelle der beiden Punkte gezeichnet.

12 12 Aufgabe X Zeichnen Sie die Lewisformeln für die Elemente mit den Ordnungszahlen 3 bis 18. Beachten Sie dabei, dass Sie die und sche Regel einhalten. Die Lewisformel wird ausschliesslich zum Beschreiben der kovalenten Bindung eingesetzt. Diese vereinfachte Schreibweise funktioniert bei den Nichtmetallen, bei den albmetallen und bei den Metallen der auptgruppen. Bei den Metallen der Nebengruppen, Lanthanoiden und Actinoiden würde diese Schreibweise versagen und wird dort unter anderem aus diesem Grund nicht benützt. Noch fehlen uns aber die Lewisformeln einiger Nichtmetalle. Aufgabe XI Zeichnen Sie die restlichen Nichtmetall-Atome in der Lewis-Schreibweise. 4.3 Moleküle in Lewis-Schreibweise Mit der Lewis-Schreibweise können sehr einfach die Bindungsverhältnisse in Molekülen wiedergegeben werden. Vergessen Sie dabei nie, die voll besetzten Orbitale zu zeichnen. Diese voll besetzten Orbitale werden als nichtbindende Elektronenpaare bezeichnet. Aufgabe XII Zeichnen Sie das Fluorwasserstoff-Molekül in der Lewis-Schreibweise. Aufgabe XIII Zeichnen Sie ein Molekül in Lewis-Schreibweise mit nachstehender Anzahl an Nichtmetall- Atomen. a.) 1 x, 1 x Br b.) 2 x Br c.) 2 x, 1 x O d.) 4 x, 1 x C e.) 1 x N, 3 x f.) 2 x C, 6 x Aufgabe XIV (Zusatz) Erfinden Sie zusammen mit dem Pultnachbarn oder der Pultnachbarin weitere Moleküle. alten Sie die Anzahl an gebrauchten Atomen und die Lewisformel hier unten fest.

13 13 5. Die Molekülbausätze In den Chemiezimmern liegen links neben dem Korpus Molekülbausätze, mit ilfe welcher Moleküle nicht nur immer auf dem Papier sondern auch in Realität gebastelt werden können. Wann immer in Zukunft auf die Molekülbausätze verwiesen wird, können Sie Sich einen Bausatz holen gehen. Tragen Sie Sorge dazu! Ich gehe davon aus, dass diese dann am Ende der Lektion wieder vollständig dort abgelegt werden. Einzelne Bindungen werden durch die grünen Röhrchen dargestellt. In den Bausätzen entsprechen die Farben folgenden Atomen: schwarz: Kohlenstoff weiss: Wasserstoff gelb: Schwefel rot: Sauerstoff Blau und Grün können nach Belieben für ein anderes Nichtmetall eingesetzt werden. Aufgabe XV Basteln Sie Sich zu zweit die Moleküle der Aufgaben XIII und XIV. Erfinden Sie danach weitere Moleküle und halten diese mit einer Lewisformel fest.

14 14 6. Die räumliche Struktur von Molekülen I Die Lewisformeln, wie Sie oben eingeführt wurden, geben nur die gegenseitige Verknüpfung der Atome wieder und liefern kein Bild der Struktur, d.h. des räumlichen Baus der Moleküle. Mit ilfe von geeigneten Experimenten lässt sich jedoch die dreidimensionale Anordnung der Atome in einem Molekül ermitteln. Beim Basteln der obigen Moleküle haben Sie schon stillschweigend eine dreidimensionale Struktur vorausgesetzt. Wie lässt sich aber eine solche Struktur ohne aufwendige Experimente voraussagen? Aufgabe XVI Zeichnen Sie den Plan von der Tafel ab und basteln Sie das Zielgebilde. Aufgabe XVII Bauen Sie ein C 4 -Molekül. Das C 4 -Molekül besitzt vier bindende Elektronenpaare. Durch die gegenseitige Abstossung ordnen sie sich räumlich so an, dass sie den grösstmöglichen Abstand voneinander einnehmen. Dies ergibt eine tetraedrische [griech. tetráedron = Vierflächner] Anordnung. Sie können diese erkennen, wenn Sie alle Ecken des Moleküls miteinander verbinden. Der Winkel zwischen den Bindungen entspricht 109.5, man bezeichnet ihn als Tetraederwinkel. Bild: Diese Erkenntnis wird auch, zumindest zu einem Teil, beim Schreiben der Lewisformeln wiedergegeben. So wird z. B. das Wasser-Molekül 2 O nicht linear sondern gewinkelt gezeichnet (Erklärung folgt im späteren Verlauf dieses Skripts).

15 15 Aufgabe XVIII Zeichnen Sie die Lewisformeln der folgenden Moleküle. Versuchen Sie dabei auch die räumliche Struktur zu berücksichtigen. a.) 2 O b.) C 2 Cl 2 c.) CBr 4 d.) C 2 6 e.) C 3 8 f.) 2 S 7. Die Edelgasregel Aufgabe XIX Zeichnen Sie die vier alogenwasserstoff-moleküle mit einer Lewisformel. In den alogenwasserstoff-molekülen enthalten die üllen der Wasserstoff-Atome zwei Elektronen wie die Atome des eliums, die Atomrümpfe der alogen-atome sind jeweils von acht Elektronen umgeben wie die Atome der Edelgase. Diese Zahlen ergeben sich, wenn man das bindende Elektronenpaar jeweils den beiden gebundenen Atomen zuordnet. Diese Regel, dass die bindenden und nichtbindenden Elektronenpaare zusammen um ein Atom immer identisch mit der Anzahl an Valenzelektronen des entsprechenden Edelgas-Atoms sein müssen, muss immer erfüllt sein. Diese Regel wird als Edelgasregel bezeichnet. Sie kann veranschaulicht werden, indem um ein Atom und dessen bindende und nichtbindende Elektronenpaare mit einem Kreis markiert werden. F Aufgabe XX Zeigen Sie bei der Aufgabe XVIII die Erfüllung der Edelgasregel, indem Sie die bindenden und nichtbindenden Elektronenpaare um ein Atom mit einem Kreis markieren.

16 16 8. Die alogen-moleküle Den alogen-atomen fehlt je ein Elektron, damit diese die Edelgasregel erfüllen können. In den Reinstoffen der alogene kommen ausschliesslich alogen-atome vor. Diese verbinden sich sofort miteinander zu einem alogen-molekül. So erfüllen sie die Edelgasregel. Aufgabe XXI Zeichnen Sie alle alogen-moleküle, bestehend aus nur einer Atomsorte, mit einer Lewisformel und zeigen Sie die Erfüllung der Edelgasregel auf. 9. Die Doppelbindung Sauerstoff-Atome besitzen zwei doppelt besetzte und zwei einfach besetzte Elektronenwolken. Auch hier kommen im Reinstoff ausschliesslich Sauerstoff-Atome vor. Diese besitzen, wie die alogen-atome, noch nicht acht Elektronen. Im Fall von Sauerstoff passiert ähnliches wie bei der Bildung eines alogen-moleküls. Treffen sich zufällig zwei Sauerstoff-Atome, können sich zwei Wolken überlappen, eine kovalente Bindung ist entstanden. Die beiden Sauerstoff-Atome besitzen aber auch nach der Ausbildung dieser Atombindung immer noch je ein einzelnes Elektron in einer Elektronenwolke. Das Einfachste, was in diesem Fall passieren kann, ist eine Überlappung der beiden Elektronenwolken und so die Bildung einer weiteren Atombindung. Die beiden Atome im Molekül verbinden nun zwei Einfachbindungen, also eine Doppelbindung. Aufgabe XXII Bauen Sie mit ilfe der Bausätze die folgenden Moleküle und zeichnen Sie deren Lewisformel. Benutzen Sie zum Stecken einer Doppelbindung die flexiblen, durchsichtigen Stäbchen. a.) O 2 b.) CO 2 c.) C 2 4 d.) COO

17 Die Dreifachbindung Einige Nichtmetall-Atome besitzen mehr als zwei einfach besetzte Elektronenwolken. Sie sind deshalb imstande, mehr als zwei Bindungen einzugehen, unter anderem auch mit dem gleichen Atom. Aufgabe XXIII Bauen Sie mit ilfe der Bausätze die folgenden Moleküle und zeichnen Sie deren Lewisformel. Benutzen Sie auch zum Stecken einer Dreifachbindung die flexiblen, durchsichtigen Stäbchen. a.) N 2 b.) C 2 2 c.) CN Aufgabe XXIV (Zusatz) Zeigen Sie bei den Molekülen der Aufgaben XXII und XXIII die Erfüllung der Edelgasregel.

18 Die räumliche Struktur von Molekülen II Wir haben bereits festgestellt, dass Moleküle nur in den seltensten Fällen zweidimensional aufgebaut sind, und uns eine mögliche dreidimensionale Struktur angeschaut. Nachfolgend sollen einige Strukturen von Molekülen noch genauer eingeführt werden. Aufgabe XXV Bauen Sie das CO 2 -, das C 4 -, das N 3 -, das C und das 2 O-Molekül und vergleichen Sie deren räumliche Strukturen miteinander. linear: Die drei Atome des Kohlenstoffdioxid-Moleküls, CO 2, liegen in einer Reihe. Die Winkel zwischen den beiden C = O-Doppelbindungen betragen 180. Die Anordnung wird als linear bezeichnet. O C O planar: Im Ethen-Molekül, C 2 4, liegen alle Atome in einer Ebene. Diese Anordnung wird als planar bezeichnet. C C tetraedrisch: Das Methan-Molekül, C 4, wurde schon behandelt. Die Winkel zwischen den C - -Bindungen betragen Die Struktur wird als tetraedrisch bezeichnet. C pyramidal: Im Ammoniak-Molekül, N 3, ist eine Wolke doppelt mit Elektronen besetzt. Diese nichtbindenden Elektronenpaare beanspruchen einen grösseren Raum als die bindenden Elektronenpaare. Dies führt zu einem geringfügig kleineren Winkel zwischen den Bindungen von 107. Diese Anordnung wird als pyramidal bezeichnet. N gewinkelt: Auch im Wasser-Molekül, 2 O, führen die beiden nichtbindenden Elektronenpaare zu einem verringertem Bindungswinkel von 104. Diese Anordnung wird als gewinkelt bezeichnet. O

19 19 Aufgabe XXVI Bauen Sie folgende Moleküle und geben Sie die Bindungsverhältnisse wieder. Zeichnen Sie auch die Lewisformeln. a.) CN b.) C 2 2 Br 2 c.) C 3 8 d.) 2 S e.) C 2 O f.) 3 CN 2 g.) 3 CO h.) PCl 3 i.) 3 CCOO j.) C 2 Übung Gehen Sie die Theorie nochmals durch und Fragen Sie ihre(n) Tischnachbar(in) alle möglichen Begriffe aus diesem Kapitel ab. Versuchen Sie zusammen zu beschreiben, was der jeweilige Begriff aussagt. Setzen Sie sich abschliessend mit den Bildern auf dem Titelblatt auseinander und probieren Sie einen Bezug zur Theorie herzustellen.