4.Teil Kovalente Bindung Lewis-Konzept, Valenstrichformel, Oktettregel Polare Elektronenpaarbindung und Elektronegativität Gebrochene Bindungsordnung und Mesomerie Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßungsmodell (VSEPR) Räumlicher Bau von Molekülen und Molekül-Ionen Überschreitung der Oktettregel Kovalente Netzwerke (kovalente Gitter) Wasserstoffbrückenbindungen VB-Theorie und MO-Theorie Hybridisierung von Orbitalen sp, sp 2, sp 3, sp 3 d, sp 3 d 2 Molekülorbitale nach dem LCAO-Verfahren Energiediagramm für H A -H B Bindendes und antibindendes MO im H 2 -Molekül MO zweiatomiger Moleküle der zweiten Periode MO-Diagramme für CO und HF -, *-, π- und π*- MO, delokalisierte π- und π*- MO
Vom Phänomen zur Theorie! Siedetemperaturen: Sauerstoff O 2 : -183 o C Stickstoff N 2 : -196 o C Wasserstoff H 2 : -252,6 o C geringe Anziehungen zwischen Molekülen
4.Modell 2.Hypothese Vom Phänomen zur Theorie! 3.Fakten 3.Fakten Wasserstoff-Moleküle sind zweiatomig: H 2 1.Experiment Elektronenpaarbindung EPB oder kovalente Bindung oder Atombindung
Lewis-Konzept 234 kj/mol 497 kj/mol 945 kj/mol Bindungsenergien vgl. auch [1], S. 80-81
Valenzstrichformeln Konstitutionsformeln Skelettformeln DIN 32641 Chemische Formeln K. Brink, PdN-Chemie, 49 (2), 16 (2000)
Kovalente Gitter Diamant und Graphit
Ein Gleichnis vgl. auch [1], S. 81
Historie der Formel
Mesomerie Benzol-Moleküle unter dem Rastertunnelelektronenmikroskop Hydrierungsenthalpien Geometrie des Benzol-Moleküls
Synthese von HCl polare kovalente Bindung Vom Phänomen zur Theorie! 4.Modell 3.Fakten? 1.Experiment 2.Hypothese 3x435 kj + 3x243 kj 6x432 kj Modell vgl. auch [1], S. 91-93
Valenzschalen-Elektronenpaarabstoßungsmodell VSEPR - Modell + - + H O H - O + H O - + H H + H + + H H + O -
VSEPR-Modell für anorganische und organische Moleküle HgCl 2 - linear H 2 O - gewinkelt BF 3 trigonal-planar NH 3 trigonal-pyramidal XeF 4 quadratisch-planar CH 4 tetraedrisch PF 5 trigonal-bipyramidal BrF 5 quadratisch-pyramidal SF 6 octaedrisch IF 7 pentagonal-bibyramidal vgl. auch [1], S. 83-89 und Tafelbilder aus der Vorlesung
vgl. auch [1], S. 83 M. W. Tausch Mögliche Anordnung von Atomen in Molekülen
Iodkristalle Benzol-Moleküle im Rastertunnelelektronenmikroskop Molekülgitter I 2 -Moleküle van-der-waals Kräfte Hier Dispersionskräfte zwischen temporären Dipolen vgl. auch [1], S. 90-94
Dipol-Dipol Kräfte van-der-waals Kräfte Hier zwischen permanenten Dipolen
Wasserstoffbrückenbindungen Eis schwimmt auf Wasser H-Brücken Im Eiskristall sind die Wasser-Moleküle nicht so dicht gepackt wie....im Wasser
Kovalente Bindung, Lewis-Formeln, Valenzstrichformeln, Elektronenpaarabstoßungsmodell (VSEPR) befriedigende Erklärung für: Einfach-, Doppel-, Dreifachbindung unpolare, polare Bindung (Elektronegativität) räumlicher Bau von Molekülen, zwischenmolekulare Wechselwirkungen Unbefriedigend erklärt bleiben: Knicks bei den Ionisierungsenergien der Atome kurze und lange Perioden im PSE halbe Doppelbindungen (Mesomerie) Energiestufen in Molekülen (Fluoreszenz, Phosphoreszenz) (photochemische Reaktionen)
VB-Theorie der kovalenten Bindung ungepaarte Elektronen benachbarter Atome schließen sich zu Elektronenpaaren zusammen die Spins der gepaarten Elektronen müssen antiparallel sein vor der Bindungsbildung werden leere Orbitale besetzt maximale Anzahl von Bindungen die Molekülgeometrie wird durch die Geometrie der Orbitale am Zentralatom bestimmt MO-Theorie der kovalenten Bindung Atomorbitale AO verschmelzen zu Molekülorbitalen MO dies geschieht durch Linearkombination der Atomorbitale (LCAO-Konzept) die Anzahl der gebildeten MO ist gleich der Anzahl der verschmolzenen AO es bilden sich bindende und antibindende MO AO können vor der Verschmelzung zu MO hybidisieren bei der Besetzung der MO mit Elektronen gelten das Pauli-Prinzip und die Hund sche Regel vgl. auch [1], S. 95-106
vgl. auch [1], S. 95-106 und www.chemiedidaktik.uni-wuppertal.de > Chemie 2000+ > Bücher > Orbitalmodell Energiediagramme und MO-Diagramme zu den Molekülen und Molekül-Ionen H 2, F 2, O 2, N 2, HF, RCO 2 - und NO 3 - werden an der Tafel und auf den folgenden Folien entwickelt
Wasserstoff- Molekül
vgl. auch [1], S. 95-106 und www.chemiedidaktik.uni-wuppertal.de > Chemie 2000+ > Bücher > Orbitalmodell M. W. Tausch Wasserstoff- Molekül
vgl. auch [1], S. 95-106 und www.chemiedidaktik.uni-wuppertal.de > Chemie 2000+ > Bücher > Orbitalmodell M. W. Tausch Wasserstoff- Molekül
Verschmelzung von p-ao zu -, *, π- und π*-mo Vgl. zu -, *-MO aus s-ao: www.chemiedidaktik uni-wuppertal.de > Chemie 2000+ > Bücher > Orbitalmodell vgl. auch [1], S. 95-106 und [2], S. 294-295
Für Fluor-, Sauerstoff- und Stickstoff-Molekül Bitte ergänzen! vgl. auch [1], S. 95-106 und www.chemiedidaktik.uni-wuppertal.de > Chemie 2000+ > Bücher > Orbitalmodell
vgl. auch [1], S. 95-106 und www.chemiedidaktik.uni-wuppertal.de > Chemie 2000+ > Bücher > Orbitalmodell M. W. Tausch Fluorwasserstoff-Molekül
sp 3 -Hybridisierung sp 2 -Hybridisierung Delokalisierte π-mo im Benzol-Molekül -Gerüst, p-ao und energieärmstes π MO Energien der 6 AO und der 6 MO
Dramatische Veränderung der Elektronendichte und der Geometrie bei S* orbital energy * < e-dichte am O-Atom > e-dichte am C-Atom n n * * < Elektrophilie/Acidität am C < Nucleophilie/Basizität am O > Radikalcharakter am O längere C-O Bindung partielle sp 3 -Hybridisierung am C Änderung der Geometrie s.u.
Bindungslängen, - energien und Lichtabsorption
vgl. auch [1], S. 16-17 M. W. Tausch HOMO LUMO und Schwingungsniveaus
Orbital-Modell Energiestufen-Modell Fluoreszenz Keine Fluoreszenz Folgende Präsentation aufrufen: www.chemiedidaktik.uni-wuppertal.de > Vorträge > Photochemiekurs in Graz, München, > Folien
vgl. auch [1], S. 16-17 Orbitalmodell befriedigende Erklärung für: elektronisch angeregte Zustände in Atomen und Molekülen alle Phänomene mit Lichtbeteiligung Unterschiede: (Homo)lyse/Ionisierung/elektronische Anregung Schwindungsanregung/elektronische Anregung Aufbau des PSE Knicks bei den Ionisierungsenergien Paramagnetismus von O2 Mesomerie bei organischen Molekülen cis-trans Isomerie und Isomerisierungen u.v.a.
vgl. auch [1], S. 16-17 Ionenbindung Gitter, Kugelpackung, Oktettregel, Ionengitter, Salze, Ionisierungsenergie, Elementarzelle, Gitterenergie, Lösungsenthalpie, Hydrathülle, Ladungen, Ionenradien, Born-Haber-Kreisprozess, Coulomb-Kräfte, EN, Satz von Hess, Oktaedrische Anordnung, Oxidationsstufen, NaCl-Synthese, Ion, Kovalente Bindung Gitter, kovalente Gitter (Atomgitter), EN, Bindungsenergie, MO (bindende Antibindende, sigma, pi, lokalisierte, delokalisierte)mesomerie, teraedrische Anordnung, Molekül, polare, unpolare, Dipole,