Die chemische Bindung: Erklärt was die Atome in den Atomverbänden zusammenhält. A. Soi 2017 18 187
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 2017 18 188
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 2017 18 189
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 = 0 + 2 = 2 A. Soi 2017 18 190
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 2017 18 191
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 2017 18 192
FIGURE 10-10 Balloon analogy to valence shell electron pair repulsion A. Soi 193
Zentralatom Koordinationszahl KZ Sterische Zahl SZ Molekültyp 4 3 2 1 4 4 4 4 ZA 4 ZEA 3 ZE 2 A 2 ZE 3 A 1 194
Definition Dipolmoleküle Polares Molekül: EN 0 Bindungsdipole 0 Dipolmolekül (Ladungsschwerpunkte fallen nicht zusammen) Unpolares Molekül: EN 0 Bindungsdipole = 0 (Ladungsschwerpunkte fallen zusammen) ODER EN = 0 + + + + + + EN 0 Bindungsdipole = 0 HCN CH 4 A. Soi 195
A. Soi 196
Dipolmoleküle richten sich im elektrischen Feld aus A. Soi 197
CH 2 CL 2 + + + 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
2.39 2.66 1.39 + + H 2 O + + + + CH 2 O + + + COCl 2 0 CF 4 CH 2 Cl 2 + 2 + 2.05 HF + + + 2.17 1.51 + + HCl Bindungsdipole und Dipolmoleküle. Beispiele A. Soi 0.62 + HI 200
1.41 Bindungsdipole und Dipolmoleküle. Beispiele + + H 2 S + 2 + 2.05 2.39 + + CH 2 Cl 2 + + H 2 O A. Soi 201