Das Lewis-Modell zur Erklärung kovalenter Bindungen

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1 Das Lewis-Modell zur Erklärung kovalenter Bindungen Erarbeiten Sie sich, innerhalb der Expertengruppe, einen Überblick über das Lewis-Modell zur Erklärung kovalenter Bindungen! Gehen Sie zusätzlich auf die folgenden Arbeitsaufträge ein: Beschreiben Sie an einem Beispiel die Bedeutung des Bindestrichs in den Lewis-Formeln! Erläutern Sie die Funktion von bindenden und freien Elektronenpaaren und stellen Sie einen Bezug zur Oktettregel her! Diskutieren Sie die Grenzen der Oktettregel nach Lewis! Nutzen Sie dazu geeignete Beispiele! Erläutern Sie die Notwendigkeit der Einführung mesomerer Grenzformeln! Beschreiben Sie den Unterschied zwischen Formalladungen und Ionenladungen! Nutzen Sie auch hierfür geeignete Beispiele. Aufgabe 5 Zeichnen Sie die Lewis-Formeln von folgenden Teilchen: Ozon, Chlorwasserstoff, Trichlormethan, Ammonium-Ion, Sulfit-Ion, Cyanid-Ion, Kohlensäure und Perchlorsäure! Aufgabe 6 Erarbeiten Sie, innerhalb der Expertengruppe, eine Zusammenfassung der wesentlichen Inhalte des Lewis-Modells zur Erklärung der kovalenter Bindung für den Austausch in der Stammgruppe! (Hinweis: Achten Sie darauf, dass die Aussagen wesentlich für die Vermittlung des neuen Wissens sind!!!) Abbildung: Lewis-Formeln ausgewählter Teilchen Quelle: Duden Paetec

2 Das Lewis-Modell zur Erklärung kovalenter Bindungen (Erwartungshorizont) (1.Teil von ) Die Beschreibung erfolgt am Beispiel des Tetrachlormethan-Moleküls. Der Bindestrich steht in den Lewis- Formeln für ein so genanntes Elektronenpaar, setzt sich also immer aus zwei Elektronen zusammen. Dies sind immer Valenzelektronen (Außenelektronen). Es gibt zwei verschiedene Funktionen des Bindestrichs. Die erste Funktion ist ein bindendes Elektronenpaar. Hier wird von jedem der beiden Bindungspartner ein Elektron beigesteuert. Dies ist hier gut durch die unterschiedliche Farbgebung veranschaulicht. Die zweite Funktion ist das nicht bindende Elektronenpaar. Hier werden beide Elektronen vom selben Teilchen beigesteuert. Eine Ausnahme ist der Punkt. In bestimmten Fällen ist die Summe der Valenzelektronen der beteiligten Teilchen ungerade. Um diesem Fakt gerecht zu werden, wird der Punkt verwendet. Die Oktettregel besagt, dass Teilchen das Bestreben aufweisen, immer eine vollbesetzte Außenschale zu erreichen, also ein Elektronenoktett. Man spricht auch von der Edelgaskonfiguration. Um Bezug zum oberen Beispiel herzustellen werden die Valenzelektronen der beteiligten Teilchen betrachtet. Chlor liefert je 7 Außenelektronen und Kohlenstoff 4. Durch die Anordnung von 4 Elektronenpaaren um das Kohlenstoffatom herum erreicht Kohlenstoff die volle Anzahl von 8 Valenzelektronen. Gleiches erreicht das Chloratom, wenn es eine Bindung mit einem der 4 Valenzelektronen des Kohlenstoffs eingeht. Die restlichen 6 Außenelektronen bilden paarweise zusammen 3 nicht bindende Elektronenpaare. Mit den Lewis-Formeln können nicht alle Teilchen gedeutet werden. Dies beginnt beim Vergleich von Formel und Realität. Beispiele hierfür stellen das Lachgas-Molekül oder das Carbonat-Ion dar. Es gibt mehrere Möglichkeiten diese Strukturen darzustellen. In Wirklichkeit liegen die realen Strukturen dazwischen. Diesem Manko versucht man zu entgehen durch die Einführung mesomerer Grenzstrukturen. Häufig werden auch Darstellungen herangezogen, die gepunktete Elektronenpaare enthalten. Ein weiterer Punkt ist die Einschränkung der Oktettregel ab der dritten Periode. So kann das Phosphorpentoxid-Teilchen (siehe links, Valenzelektronen bei Chlor vernachlässigt), im Bezug auf die Einhaltung der Oktettregel, nicht exakt dargestellt werden.

3 Weitere Einschränkungen findet man bei den oben schon erwähnten ungeraden Gesamtanzahl der Valenzelektronen oder bei Teilchen, wie dem Bortrifluorid (BF 3 ). Dem zentralen Bor-Teilchen können nur 3 Elektronenpaare zugeordnet werden. Es fehlt ein Elektronenpaar, das Bor-Atom weißt eine Oktettlücke auf. Abbildung: 2- Mesomere Grenzformeln des N 2O und des CO 3 Quelle: Duden Paetec Mesomere Grenzformeln mussten eingeführt werden, da es Unterschiede zwischen den Lewis-Formeln und der realen Verteilung der Elektronen gab. Außerdem bestand bei einigen Teilchen die Möglichkeit, mehrere Lewis-Formeln zu erstellen. Eine Formalladung wird in einem Kreis am entsprechenden Teilchen angegeben. Man erhält die Formalladung, indem die Differenz zwischen der Anzahl der Valenzelektronen des Teilchens im ursprünglichen Zustand und der Anzahl der dem Teilchen zugeordneten Außenelektronen in der Lewis-Formel gebildet wird. (Verweis auf die Beispiele Distickstoffmonooxid und Carbonat-Ion) Aufgabe 5

4 Die Molekülorbital-Theorie (MO-Theorie) zur Erklärung kovalenter Bindungen Erarbeiten Sie sich, innerhalb der Expertengruppe, einen Überblick über die Molekülorbital-Theorie zur Erklärung kovalenter Bindungen! Gehen Sie zusätzlich auf die folgenden Arbeitsaufträge ein: Beschreiben Sie kurz die LCAO-Methode (linear combinations of molecular orbitals) und die daraus resultierenden bindenden und antibindenden MO s! Üben Sie den Aufbau vom MO-Schemata an folgenden Beispielen: Wasserstoff- Molekül, Helium, Sauerstoffmolekül (siehe Grafik), Stickstoff-Molekül, Fluor- Molekül, Neon. Erläutern Sie anhand der MO-Schemata von Neon und Helium, warum deren Moleküle nicht existent sind! Beschreiben Sie den Energieverlauf des Elektrons bei der Annäherung zweier Wasserstoff-Atome! Erläutern Sie das Entstehen von Bindungslänge und Bindungsenergie! Aufgabe 5 Erarbeiten Sie, innerhalb der Expertengruppe, eine Zusammenfassung der wesentlichen Inhalte ü- ber die MO-Theorie zur Erklärung der kovalenten Bindung für den Austausch in der Stammgruppe! (Hinweis: Achten Sie darauf, dass Ihre Aussagen entscheidend für die Vermittlung des neuen Wissens sind!!!) Abbildung: MO-Schema des Sauerstoff-Moleküls Quelle:

5 Die Molekülorbital-Theorie (MO-Theorie) zur Erklärung kovalenter Bindungen (Erwartungshorizont) Die MO-Theorie geht davon aus, dass durch die Addition und die Subtraktion, der Wellenfunktionen Ψ der Elektronen der beteiligten Atomorbitale, Molekülorbitale entstehen. Hierbei können durch Addition bindende und durch Subtraktion antibindende Molekülorbitale kombiniert werden. Aus nao (Atomorbitalen) entstehen nmo (Molekülorbitale). Bei dieser Linearkombination werden alle beteiligten Elektronen mit einbezogen. Molekülorbitale erstrecken sich über das ganze Molekül. Durch die Addition der Atomorbitale erhält man ein Molekülorbital, in dem sich die Elektronen bevorzugt zwischen den Atomkernen aufhalten. Hierbei ergibt sich ein gewisser Energiegewinn, der die Stärke der Bindung bestimmt. Durch die Subtraktion der AO s entsteht ein MO mit geringer Elektronendichte zwischen den Atomkernen. Dadurch resultiert eine verstärkte elektrostatische Abstoßung zwischen den Kernen. Antibindende MO s liegen energetisch höher als bindende MO s und stellen einen Energieverlust dar. Exemplarisch sind hier die Beispiele für Elemente der 1. Periode (Wasserstoff) und 2. Periode (Fluor) aufgeführt. Die Nicht-Existenz von Neon-Molekülen oder Helium-Molekülen (alle Edelgas- Moleküle sind nicht existent) kann über die Energiebilanz erklärt werden. Die Besetzung der bindenden Molekülorbitale mit Elektronen bedeutet in jeder Hinsicht immer ein Energiegewinn, also einen Zustand, der günstiger ist, als der Atomorbitale. Existieren aber gleichzeitig äquivalente antibindende Molekülorbitale so hebt sich der Energiegewinn buchstäblich wieder auf. Bei Elementen

6 ab der zweiten Periode werden zusätzlich p-orbitale besetzt. So entstehen Konstellationen, in denen sowohl bindende, als auch antibindende Molekül- Orbitale besetzt sein können. Ein Energiegewinn liegt immer dann vor, wenn nicht alle antibindenden MO s vollständig besetzt sind. Zusatz: Ein Maß für Existenz von Molekülorbitalen ist die Bindungsordnung (BO). Ist die BO größer als null, so liegt ein Energiegewinn bei der Bildung von MO s vor. Ist die BO gleich null, so sind diese MO s nicht existent. Allgemein gilt: [BO=(Anzahl der Elektronen in bindenden MO - Anzahl der Elektronen im antibindenden MO)/2]. Nähern sich zwei Atome einander an, so kommt es zur Durchdringung der E- lektronenwolken der beteiligten Elektronen. Gleichzeitig verringert sich der Abstand der beiden Atomkerne. Dies würde aber zu einer elektrostatischen Abstoßung führen, die aber durch die freie Beweglichkeit der Elektronen um den Kern herum kompensiert wird. Diese Kompensation stellt einen Energiegewinn dar. Solange der Abstand der Kerne nicht zu gering wird, sorgt dieser Energiegewinn für eine bindende Wechselwirkung zwischen den beiden Atomen. Wird der Abstand zu gering, steigt der Einfluss der Abstoßungskräfte wieder ab. Der optimale Abstand der beiden Kerne wird Bindungslänge genannt, der entstandene Energiegewinn stellt die Bindungsenergie dar. Die Annäherung zweier Wasserstoffatome, sowie deren Bindungslänge und Bindungsenergie zeigt die Abbildung.

7 Das Valence-Bond-Modell (VB-Theorie) zur Erklärung kovalenter Bindungen Erarbeiten Sie sich, innerhalb der Expertengruppe, einen Überblick über die Valence-Bond-Theorie zur Erklärung kovalenter Bindungen! Gehen Sie zusätzlich auf die folgenden Arbeitsaufträge ein: Erläutern Sie die allgemeinen Annahmen der VB-Theorie. Gehen Sie auf die Unterschiede zur MO-Theorie ein! Erläutern Sie den Unterschied zwischen einer starken kovalenten und einer weniger starken kovalenten Bindung! Stellen Sie eine Hypothese auf, wodurch eine Bindung gestärkt werden könnte! Nutzen Sie entsprechende Beispiele! Erstellen Sie, analog zur Orbitaldarstellung der Reaktion zweier Fluoratome, die Orbitaldarstellung der Reaktion von einem Fluoratom und einem Wasserstoffatom zu Fluorwasserstoff! Beschreiben Sie mit eigenen Worten das VB-Modell des Methanmoleküls! Gehen Sie dabei auf die Begriffe Grundzustand, Promotion, angeregter Zustand, Hybridisierung, Hybridorbital ein. (Hinweis: Erstellen Sie zum besseren Verständnis entsprechende Darstellungen.) Aufgabe 5 Erarbeiten Sie, innerhalb der Expertengruppe, eine Zusammenfassung der wesentlichen Inhalte über die VB-Theorie zur Erklärung der kovalenten Bindung für den Austausch in der Stammgruppe! (Hinweis: Achten Sie darauf, dass Ihre Aussagen entscheidend für die Vermittlung des neuen Wissens sind!!!) Abbildung: A: Grundzustand, B: angeregter Zustand, C: hybridisierter Zustand des C-Atoms am Beispiel Methan Quelle: Duden Paetec

8 Das Valence-Bond-Modell (VB-Theorie) zur Erklärung kovalenter Bindungen (Erwartungshorizont) Die VB-Theorie betrachtet, im Gegensatz zur MO-Theorie, nur die Valenzelektronen, genauer gesagt die Orbitale der Valenzelektronen und deren Wechselwirkung bei der Annäherung der Atome zueinander. Es werden zusätzlich Geometrie bzw. Symmetrie der Orbitale berücksichtigt. Dies führt dazu, dass mit Hilfe der VB-Theorie räumliche Strukturen von Molekülverbindungen erklärt werden können. Bei der Überlappung zweier Orbitale, die durch die Nebenquantenzahl l bestimmt werden, entsteht ein gemeinsames Orbital, welches von zwei ungepaarten Elektronen der beteiligten Atome besetzt wird. Bei der Überlappung der Orbitale müssen mehrere Dinge zusätzlich bedacht werden; die Form des Orbitals, die Ausrichtung des Orbitals und die Vorzeichen der Orbitallappen. Nur bei positiver Überlappung entsteht ein gemeinsames Orbital. Eine positive Überlappung führt zu einer höheren Elektronendichte und, wie in den Annahmen der MO-Theorie, auch zu einer stärkeren Anziehung zwischen den Kernen. Je stärker die Orbitale überlappen, desto stärker ist die kovalente Bindung. Die Stärke einer kovalenten Bindung ist gekennzeichnet durch die Überlappung der beteiligten Orbitale. Je stärker die Überlappung ist, desto stärker ist auch die kovalente Bindung. Die kovalente Bindung kann dadurch gestärkt werden, indem mehrere Orbitale gleichzeitig überlappen. So kann der Überlappungsbereich vergrößert werden, was zu einer stärkeren Bindung führt. Eine solche Überlappung kann durch eine zusätzliche Bindung erreicht werden. Ein Beispiel hierfür ist das Sauerstoff- Molekül. Jedes Atom besitzt zwei freie (ungepaarte) Elektronen, jeweils im p y - und im p z -Orbital. Es können also die p y -Orbitale und die beiden p z -Orbitale überlappen. Der Unterschied zwischen den beiden Orbitalen besteht in ihrer Ausrichtung zur Kernbindungsachse. Das erste Orbital befindet sich entlang der Achse, das zweite Orbital oberhalb und unterhalb der Achse. (p y -p y -δ-bindung, p z -p z -π-bindung). Ein weiteres Beispiel für homoatomare Moleküle ist das Stickstoff-Molekül. Heteroatomare Moleküle mit Doppelbindungen sind weitaus häufiger. Analog zur Bildung von Fluorwasserstoff überlappen hier ein s-orbital vom Wasserstoff und das p z -Orbital vom Fluor. Es bildet sich eine s-p z -δ-bindung.

9 Das große Problem bei der Erklärung der Bindungen im Methan-Molekül ist, dass alle Wasserstoff-Kohlenstoff-Verbindungen energetisch gleichartig sind und dass insgesamt vier Bindungen ausgebildet werden. Dies kann aber mit der Elektronenkonfiguration des Kohlenstoffs nicht erklärt werden, da diese nur zwei ungepaarte Elektronen aufweist. Es wären aber vier ungepaarte und energiegleiche Elektronen notwendig. Um diesem Erklärungsmangel gerecht zu werden, wurde das Hybridisierungskonzept entwickelt. Dieses Konzept geht davon aus, dass über einen angeregten Zustand (Kennzeichnung mit einem *) Elektronen energetisch angehoben werden. Diese Promotion führt zu einer Einfachbesetzung des 2s- und des 2p-Orbitals. Erst durch die abschließende Hybridisierung (Anhebung des 2s-Orbitals und Herabsetzung des 2p-Orbitals auf ein energiegleiches Niveau) werden vier energetisch gleichwertige (entartete) Hybridorbitale geschaffen. Die Bezeichnung des Orbitals geht auf seinen Ursprung zurück. Es handelt sich um ein 2sp 3 -Hybridorbital, da es ursprünglich aus einem 2s 1 - und einem 2p 3 -Orbital gebildet wurde. (eigentlich 2s 1 p 3 - Orbital, die 1 wird weggelassen!)