Moleküle. Zweiatomige Moleküle: H 2+

Transkript

1 Moleküle Zweiatomige Moleküle: 2+ : zwei Kerne, ein Elektron Der Abstand zwischen den Atomkernen wird so klein gewählt, dass die 1s-Orbitale überlappen und durch Linearkombination Molekülorbitale gebildet werden können. Es entstehen zwei verschiedenartige Molekülorbitale: Wenn die beiden Atomorbitale mit gleicher Phase kombiniert werden, entsteht ein bindendes Orbital, welches die größte Elektronendichte zwischen den beiden Kernen aufweist (σ-orbital), wenn die Atomorbitale mit entgegengesetzter Phase kombiniert werden, entsteht ein Molekülorbital mit einer Knotenfläche senkrecht zur Molekülachse und das Orbital ist antibindend (σ*-orbital). Beide Orbitale sind rotationssymmetrisch bezüglich der Molekülachse, das bindende Orbital liegt energetisch tiefer als das 1s Atomorbital und das anti-bindende σ* Orbital liegt entsprechend höher. Dabei spielt die gegenseitige Abstoßung der Kerne aufgrund ihrer positiven Ladung und die Anziehung durch das Elektron aufgrund der negativen Ladung eine wichtige Rolle. Der optimale Kern-Kern Abstand (die Bindungslänge) und der Energiegewinn können mit ilfe einer qantenmechanischen Rechnung ermittelt werden und sind durch das Energieminimum des σ-orbitals bestimmt.

2 Bindungsenergie Moleküle Zweiatomige Moleküle: gegenphasige Überlagerung der Atomorbitale σ-bindungen aus Überlagerung von s-atomorbitalen 2+ : => anti-bindendes Orbital + Knotenebene - gleichphasige Überlagerung der Atomorbitale 0 => bindendes Orbital + +

3 Bindungsenergie Moleküle Zweiatomige Moleküle: 2+ : gegenphasige Überlagerung der Atomorbitale anti-bindendes Orbital + Knotenebene - gleichphasige Überlagerung der Atomorbitale kjmol nm Kernabstand r bindendes Orbital + + r

4 Bindungsenergie Moleküle Zweiatomige Moleküle: 2+ : gegenphasige Überlagerung der Atomorbitale + Knotenebene - gleichphasige Überlagerung der Atomorbitale 0 + +

5 Moleküle Zweiatomige Moleküle: 2 : zwei gepaarte Elektronen im 1σ-Orbital (=> Pauli-Prinzip!)

6 Moleküle Zweiatomige Moleküle: e 2 : je zwei Ellektronen im s- und s*- Orbital kein Energiegewinn, keine Bindung!

7 Moleküle Zweiatomige Moleküle: π-molekülorbitale aus Überlagerung von p-atomorbitalen:

8 Bindungsenergie Moleküle Zweiatomige Moleküle: π-molekülorbitale aus Überlagerung von p-atomorbitalen: 0

9 Bindu ngsenergie Moleküle Zweiatomige Moleküle: σ Molekülorbitale aus p- Atomorbitalen Knotenebene anti-bindend 0 bindend

10 Moleküle Zweiatomige Moleküle: Energielagen der σ und π Molekülorbitale

11 Zweiatomige Moleküle: Moleküle

12 Moleküle Zweiatomige Moleküle aus unterschiedlichen Atomen: Bsp. F

13 ybridisierung sp 2 ybridisierung: 1s - Orbital + 2p-Orbitale => 3sp 2 Orbitale + 1p-Orbital sp ybridisierung: 1s - Orbital + 1p-Orbital => 2sp-Orbitale + 2p-Orbitale sp 3 ybridisierung: 1s - Orbital + 3p-Orbitale => 4sp 3 -Orbitale

14 ybridisierung sp 3 - ybridisierung 1s - Orbital + 3p-Orbitale => 4sp 3 Orbitale öchste Symmetrie: => tetraedrisch Tetraeder o

15 ybridisierung sp 3 - ybridisierung 1s - Orbital + 3p-Orbitale => 4sp 3 Orbitale öchste Symmetrie: => tetraedrisch Tetraeder o

16 ybridisierung sp 3 - ybridisierung 1s - Orbital + 3p-Orbitale => 4sp 3 Orbitale öchste Symmetrie: => tetraedrisch Bsp. Methan C o C

17 ybridisierung sp 2 - ybridisiereung 1s - Orbital + 2p-Orbitale => 3sp 2 Orbitale 1p-Orbital übrig öchste Symmetrie => trigonal gleichseitiges Dreieck 120 o

18 ybridisierung sp - ybridisierung 1s - Orbital + 1p-Orbital => 2sp Orbitale 2p-Orbitale übrig öchste Symmetrie = linear Beispiel C 2 2 C C

19 Bindung in Kohlenwasserstoffmolekülen C-C Einfachbindung sp 3 -ybridisierung der C-=> σ-bindung Geringe Rotationsbarriere der C 3 freie Rotation Beispiel: C 2 6 C C

20 Bindung in Kohlenwasserstoffmolekülen C=C Doppelbindung sp 2 -ybridisierung der C-Atome => π-bindung der p-orbitale Planares Molekül, keine Drehung möglich σ-bindung der sp 2 -Orbitale Ethen: C o C C

21 Bindung in Kohlenwasserstoffmolekülen CC Dreifachbindung sp 1 - ybridisierung der C-Atom => 2 π-bindungen der p-orbitale σ-bindung der sp 1 -Orbitale Linear Beispiel: Ethin C 2 2 C C