Welche Arten von Formeln stehen dem Chemiker zur Verfügung?

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1 Welche Arten von Formeln stehen dem Chemiker zur Verfügung? 1. Summenformeln 2. Valenzstrichformeln (Lewis-Strichformeln) 3. Strukturformeln

2 Summenformel: Die Summenformel dient dazu Art und Anzahl der Atome in einer Verbindung anzugeben. H 2 O, NH 3, CH 4 oder aber C 6 H 12 O 6 sind Summenformeln der Verbindungen Wasser, Ammoniak, Methan und Glucose. Für Salze, z.b. Natriumchlorid wird eine Formeleinheit angegeben, die der Zusammensetzung entspricht: NaCl = Verhältnisformel. Auch bei Metallen gibt man nur das Elementsymbol an, also Fe. (Metallmoleküle Fe 2 anzugeben gilt als grober Fehler).

3 Und auch bei einigen Makromolekülen wird nur eine Verhältnisformel angegeben Quarz ist solch ein dreidimensionales Makromolekül. Man gibt als Summenformel SiO 2, die Verhältnisformel an. Man benötigt also Wissen darüber, wie eine Verbindung vorliegt, um eine sinnvolle Summenformel angeben zu können. Diese Verhältnisformel/Summenformel ist wichtig, um Reaktionsgleichungen richtig aufstellen zu können.

4 Es existieren Spezialformen von Summenformeln, die schon ein wenig mehr Information über den Aufbau der Verbindungen liefern Die Konstitutionsformel wenn mehrere Verbindungen die gleiche Summenformel aufweisen, spricht man von Isomerie, z.b. entspricht die Summenformel C 2 H 6 O den Verbindungen Dimethylether und Ethanol. Das kann durch Konstitutionsformeln folgendermaßen verdeutlicht werden: CH 3 -O-CH 3 (Dimethylether) CH 3 -CH 2 -OH (Ethanol)

5 Auch bei salzartigen Verbindungen gibt man bei Bedarf die Formel in spezieller Art und Weise an Prinzipiell wird das weniger elektronegative Element zuerst, das elektronegativere danach genannt: NaCl ist richtig - falsch wäre ClNa Das gilt auch in komplexen Salzen, in denen zuerst das Kation und dann das Anion aufgeführt werden: NaNO 3 zuerst das Na + -Kation, dann das NO 3 - -Anion oder NH 4 Cl, zuerst das NH 4+ -Kation, dann das Cl - -Anion In Säuren werden die Wasserstoffatome, analog zu den verwandten Salzen nach vorne gestellt H 3 PO Na 3 PO 4 damit wird jedoch keine Aussage darüber getroffen, wie die Struktur der Säuren aussieht. Im H 3 PO 4 sind die H- Atome an O-Atome gebunden.

6 Aufgaben: Bilden Sie Verhältnisformeln von Salzen aus den folgenden Kationen und Anionen, sodass ungeladene Verbindungen entstehen und benennen Sie die Salze. Ba 2+ und OH - oder SO 4 2- oder PO 4 3- Al 3+ und O 2- oder NO 3 - oder CH 3 COO - K + und S 2- oder CO 3 2- oder N 3-.

7 Valenzstrichformeln (auch Lewis-Strichformeln) Eine Valenzstrichformel von Molekülverbindungen zeigt alle Elemente dieser Verbindung in der richtigen Verknüpfung und alle bindenden und nichtbindenden Elektronenpaare und außerdem Formalladungen, falls vorhanden. Gemeinsame Elektronenpaare werden in Molekülverbindungen als Strich dargestellt (Vorsicht Striche in Salzen sind nur Verbindungslinien und symbolisieren keine Bindungen). Doppelbindungen werden durch zwei Striche, Dreifachbindungen durch drei Striche dargestellt.

8 Regeln zur Erstellung von Valenzstrichformeln Wenn Sie die Summenformel einer Molekülverbindung kennen, dann zählen Sie alle Valenzelektronen, der beteiligten Atome zusammen: Im CO-Molekül bringt das Kohlenstoffatom 4 Elektronen, das Sauerstoffatom 6 Elektronen in die Verbindung ein. Valenzelektronenkonfiguration C = 2s 2 2p 2 Valenzelektronenkonfiguration O = 2s 2 2p 4 Diese 10 Elektronen müssen als 5 Elektronenpaare in der Valenzstrichformel zu finden sein. Alle Atome streben danach ein Elektronenoktett zu erreichen, das bezeichnet man als stabile Edelgaskonfiguration. Für die Elemente der 2.Periode (C,N,O und F) gilt die Oktettregel streng. Daher sollte man niemals ein fünfbindiges C, N, O oder F-Atom zeichnen, da 5 Bindungen 10 Elektronen entsprechen.

9 Regeln zur Erstellung von Valenzstrichformeln II Existieren mehrere Möglichkeiten, eine Formel zu zeichnen, dann gilt die mit der geringsten Anzahl von Formalladungen als am wahrscheinlichsten Elementatome höherer Hauptgruppen dürfen die Oktettregel überschreiten, da sie über freie Orbitale (d-orbitale) verfügen Beispiel: Schwefelsäure Gibt es mehrere gleich gute Formeln, spricht man von Mesomerie und verbindet die Formeln durch einen Mesomeriepfeil:

10 Aufgaben Zeichnen Sie Lewis-Valenz-Strichformeln für die folgenden Verbindungen mit allen freien Elektronen bzw. Elektronenpaaren und geben Sie die Oxidationsstufen und evtl. formale Ladungen an: a) CO b) N 2 H 2 c) HNO 2 d) SCl 4 e) ClO 3 f) BF 4 - g) S 2 O 8 2- h) SOCl 2 Regeln für Ionen: negative Ladungen müssen zur Elektronenbilanz hinzugezählt werden, positive Ladungen abgezogen werden Regeln für Radikale (Verbindungen mit ungepaarten Elektronen): Hier kann nicht für alle Atome das Oktett erreicht werden, ungepaarte Elektronen werden als Punkt gezeichnet.

11 Ermittlung der Oxidationsstufe einer Molekülverbindung Wenn Sie die Valenzstrichformel richtig gezeichnet haben ist die Ermittlung der Oxidationsstufe einer Verbindung sehr einfach. Ordnen Sie jeweils dem elektronegativeren Partner an einer Bindung alle bindenden Elektronenpaare zu und berechnen Sie die Differenz zur Elektronenkonfiguration des jeweiligen Elements. Beispiel: In Schwefelsäure ist Sauerstoff elektronegativer als Schwefel oder Wasserstoff. Alle Elektronenpaare in den Bindungen werden den O-Atomen zugeordnet, sie haben dann jeweils 8 Elektronen. Das sind zwei mehr als jedes Sauerstoffatom eingebracht hat. Die Oxidationsstufe aller Sauerstoffatome ist -II. Die beiden Wasserstoffatome besitzen nach der Zuordnung der bindenden Elektronenpaare kein e- mehr, ihre Oxidationszahl ist +I, die Oxidationszahl des Schwefels ist +VI.

12 Regeln zur Erstellung von Valenzstrichformeln III Elementatome höherer Hauptgruppen dürfen die Oktettregel überschreiten, da sie über freie Orbitale (d-orbitale) verfügen Beispiel: Schwefelsäure Das sieht man heute nicht mehr zwangsläufig so. Theoretiker haben berechnet, dass d-orbitale nicht mit p-orbitalen überlappen können (siehe MO-Theorie) und somit keine Doppelbindungen in der Schwefelsäure vorliegen dürfen. Zeichnen Sie eine Valenzstrichformel der Schwefelsäure, die allen Regeln gerecht wird und ein Elektronenoktett am Schwefelatom aufweist.

13 Strukturformeln Die Struktur einer Verbindung gibt die genaue Lage aller Atome im Raum an. Das ist wichtig, um z.b. stereoisomere Verbindungen unterscheiden oder um Reaktionsmechanismen verstehen zu können. Durch spezielle Schreibweisen (Keilstrichformel) kann man eine räumliche Sichtweise im Zweidimensionalen erzeugen. In besonderen Fällen können auch Bindungslängen und Winkel angegeben werden.

14 Strukturformeln helfen beim: Erkennen von Reaktionsmechanismen: S n 2 Erkennen von Stereoisomeren, hier Enatiomeren:

15 Die VSEPR-Methode Mit der VSEPR-Methode (Valence Shell Electron Pair Repulsion) kann auf einfache Weise die Struktur von Molekülverbindungen vorhergesagt werden. Man geht einfach davon aus, dass sich die bindenden Elektronenpaare um ein Zentralatom maximal weit abstoßen. Die freien Elektronenpaare nehmen allerdings ebenfalls Raum ein und stoßen sich gegenseitig und auch die bindenden Elektronenpaare ab, sodass diese mit berücksichtigt werden müssen.

16 Die VSEPR-Methode

17 VSEPR-Methode

18 Die VSEPR-Methode Berücksichtigung der Freien Elektronenpaare Freie Elektronenpaare benötigen mehr Platz als bindende

19 Die VSEPR-Methode Beispiel 1 Verringerung des Bindungswinkels bei AB 4 -Typen

20 Die VSEPR-Methode Beispiel 2 Wo sitzt das Freie Elektronenpaar beim AB 4 E-Typ? In der Äquatorialebene ist mehr Platz als in den axialen Positionen, daher werden freie Elektronenpaare oder doppelt gebundene Atome in

21 Die VSEPR-Methode Der Einfluss von Doppelbindungen Doppelbindungen nehmen mehr Platz ein als Einfachbindungen

22 VSEPR-Methode Zeichnen Sie die Molekülstrukturen nach dem VSEPR-Modell mit allen Valenzelektronen(paaren) für: a)hocl b) IF 5 c) NO 2 d) XeF 4 Vorsicht! Ungepaarte Elektronen beanspruchen ebenfalls Raum, jedoch etwas weniger als freie Elektronenpaare.