[4.2] 2. Prüfung

• besetzte Kugelwolken stossen sich ab

• nach dem Energieminimumprinzip müssen die Kugelwolken so angeordnet sein, dass sie so wenig Platz wie möglich brauchen

  -> und so weit wie möglich voneinander entfernt sind

• Kugelwolken ordnen sich so an, dass der grösstmöglich Winkel zwischen ihnen entsteht -> damit die Abstossung der äusseren Kugelwolken minimal ist

  => die Anordnung der Kugelwolken hat Konsequenzen für die räumliche Struktur von Molekülen

  
  

  
  

Ein Atom kann

1. an andere Atome gebunden sein

   -> “B” für Bindungspartner

   -> Abmachung: Mehrfachbindungen zählen als ein Bindungspartner

2. nicht bindende Elektronenpaare besitzen

   -> “E”

-> Abstossung zwischen “E”/ “E”, “B”/”B” und “E”/”B”

3 Grundtypen:

• linear

• trigonal planar

• tetraedisch

3 Erweiterungen:

• trigonal pyramial

• gewinkelt (abgeleitet von trigonal planar)

• gewinkelt (abgeleitet von tetraedisch)

Anz. an B & E:

• B=2, E=0

Winkel:

• 180°

Beispiel:

Anz. an B & E:

• B=3, E=0

Winkel:

• 120°

Beispiel:

Anz. an B & E:

• B=4, E=0

Winkel:

• 109.5

Beispiel:

Anz. an B & E:

• B=3, E=1

Winkel:

• 107°

Beispiel:

Anz. an B & E:

• B=2, E=2

Winkel:

• 104°

Beispiel:

Anz. an B & E:

• B=2, E=1

Winkel:

• 115°

Beispiel:

Strukturformel in der Lewis-Schreibweise:

• gibt uns Auskunft darüber, wie die einzelnen Atome innerhalb eines Moleküls verknüpft sind

• keine Angabe über die räumliche Struktr der Moleküle

  -> bei einigen Reaktionen kann diese einen grossen Einfluss haben

Strukturformel in der Keil-Strich-Schreibweise:

• räumliche Struktur gestgehalten

• zwei oder mehrere chemische Verbindungen, die dieselbe Summenformel besitzen

  -> unterschiedliche ist ihre räumliche Anordnung oder ihre Verknüpfung

• Bindungen zwischen zwei nicht-Metall Elementen

• kovalent -> die Elektronen im bindenden Elektronenpaar werden von beiden Atomen geteilt

Anziehung an den Atomkern:

• das bindende Elektronenpaar wird, wie jedes andere Elektronenpaar auch, vom Atomkern angezogen

• gehört zu beiden Atomen -> wird von beiden Atomen angezogen

  -> verschiedene Atome = verschieden viele Protonen

  -> je mehr Protonen, desto stärker können sie am bindenden Elektronenpaar ziehen

Folge daraus:

• das bindende Elektronenpaar befindet sich nicht genau in der Mitte zwischen den beiden Atomen

  -> ein Atom hat mehr von den Elektronen

• Elektronen sind negativ geladen -> es ist mehr von der negativen Ladung auf einer Seite

  -> ein Atom im Molekül hat eine negative Teilladung (δ-)

  -> das andere Atom eine positive Teilladung (δ+)

• die Fähigkeit von Atomkernen Elektronen an sich zu ziehen, wird als Elektronegativität bezeichnet (EN)

• je stärker die Elektronen angezogen werden, desto höher ist die Elektronegativität

• Edelgase sind von der EN ausgeschlossen

  -> nehmen keine Elektronen auf

• F, O, N, Cl -> grosse EN

  -> grosse Ladung im Kern (viele Protonen), wenig Schalen

• zwei Atome mit ähnlichen Elektronegativitäten sind miteinander verbunden

• es gibt keine signifikanten Unterschiede in der Elektronendichte um die beiden Atome herum

  -> keine partiellen Ladungen entstehen

• ΔEN von 0.45 = unpolare Bindung

• ΔEN > 0.45 = polaren Bindung

• bei der Elektronegativitätsskala handelt es sich um eine experimentell entwickelte Werteskala

  -> die auf verschiedenen Erfahrungswerten basiert

• darum gibt es verschiedene Skalen mit (leicht) unterschiedlichen EN

=> als Konsequenz der ungleichen Elektronegativität von Bindungspartnern entstehen polare und unpolare (apolare) Bindungen

Definition polare Bindung:

• Elektronegativitätsunterschied (ΔEN) grösser als 0.45 -> Atom kann eine höhere Elektronendichte um sich herum erzeugen

  -> erhält eine partielle negative Ladung

• anderes Atom erhält eine partielle positive Ladung

=> polares Molekül

• positive und negative Ladungsschwerpunkt der Teilladungen im Molekül fallen nicht zusammen

  -> Vektor für den Dipol zeigt zum negativ geladenen Pol (δ–)

• grosse positive Partialladung (Teilladung)

  -> grosser Unterschied der EN

• kleine negative Paritalladung (Teilladung)

  -> fast gleich grosse EN

• positive und negative Partialladung verhalften sich proportional

  -> immer gleich gross

=> Pol richtet sich aus

• Atom mit δ– zieht es zum +-Pol/ Atom mit δ+ zum Minuspol

• keine Partialladung => wird von keinem Pol angezogen -> kann so vorliegen wie es möchte

  -> kein EN -> kein δ+/-

• je grösser die Partialladung, desto stärker werden die Pole (Atome) angezogen

• Kräfte, welche die Moleküle untereinander zusammenhalten

• die Stärke dieser anziehender Kräfte bestimmt darüber, ob sich zwei Stoffe mischen lassen ode rnciht

• auch beim Verdampfen müssen zwischenmolekulare Kräfte überwunden werden

  -> Schmelz-, Siede- und Gefrierpunkt steigen mit zunehmenden intermolekularen Kräften

• physikalische Vorgänge -> ZMK

• chemischen Reaktionen -> Bindungskräfte zwischen Atomen desselben Moleküls

• wenn ein Molekül ein Dipol ist

  -> besitzt es als Ganzes ein positives und ein negatives Ende

ANNÄHERUNG von zwei Dipolen:

• die Dipole werden sich so ausrichten, dass der positive Pol des einen Moleküls möglichst nahe an den negativen Pol des anderen Moleküls kommt

  -> es gibt eine Anziehung zwischen den beiden Partialladungen δ- & δ+ der untersch. geladenen Pole -> Coulomb-Gesetz

• um die Pole wieder voneinander zu trennen, muss man gegen die Coulomb-Kraft

  …Anziehung der positiven und negativen Teilladung

  Energie aufwenden

• beim Zusammenlagern der Dipole wird dieser Energie-Betrag frei

  -> nach dem Energie-Erhaltungsgesetz

• je grösser der Dipol-Charakter und je besser sich die Pole einander annähern können, desto stärker ist die Dipol/Dipol-Wechselwirkung

  -> direkte Folge des Coulomb-Gesetz

  
  

• reicht die Energie der Umgebung nicht aus, um die Coulomb-Kraft zu überwinden -> bleiben die Dipol-Moleküle zusammen

  -> entsprechende Stoff ist flüssig oder fest

• nach der Energie-Zufuhr kann der Stoff in die Gasphase übergehen

• es müssen nicht unbedingt gleichartige Moleküle sein

  -> beide Molekülsorten müssen aber Dipole sein

• flüssig + flüssig -> homogen

  -> Lösung

• Dipol + Nicht-Dipol -> heterogen -> lässt sich nicht gut mischen

  -> Emulsion

  
  

• Dipol/ Dipol-Wechselwirkung wäre auch unter Wasser-Molekülen möglich -> Wasser Molekül = ausgeprägter Dipol

• es gibt jedoch eine Wechselwirkung, welche die Kraft zwischen zwei Dipolen noch übertrifft

• Wasserstoff- Atom = einzige der Nicht-Metalle mit K-Schale als Valenzschale

  -> nur ein Elektron

• Wasserstoff-Atom geht eine Kovalenzbindung ein ->Elektron verschwindet praktisch vollständig in der bindenden Kugelwolke des Bindungspartners

• Wasserstoff-Atom = zweikleinste EN der Nicht-Metalle

  -> Wasserstoff-Atom bildet praktisch immer den positiven Pol einer polaren Kovalenzbindung

• daraus folgt, dass an der Obefläche der bindenden Kugelwolke ein räumlich hervorragend zugänglicher positiver Pol liegt

  -> Ladung erreicht fast den Betrag einer Elementarladung

• Kern des Wasserstoff-Atom nicht durch ein Elektron abgeschirmt

  -> Andocken ist problemlos möglich

• starke zwischenmolekulare Kraft => Wasserstoff-Brücke/ H-Brücke

• mit Abstand die stärksten zwischenmolekularen Kräfte

  -> können nur unter ganz bestimmten Bedingungen auftreten

• Aufteilung positive/ negative Halbbrücke

  -> beide sind möglich -> eine H-Brücke kann sich ausbilden

• Wasserstoff-Atom als positiver Pol in einer stark polaren Kovalenzbindung

• nur bei FONCl -> hohe EN

  -> vorallem bei F und O

• eine nichtbindende, möglichst kleine Kugelwolke (= ein freies Elektronenpaar) an einem Nichtmetall-Atom

  -> das mit Vorteil den negativen Pol einer polaren Bindung darstellt

• kann vorallem von F und O-Atomen erfüllt werden

  -> aber auch von Cl und N-Atomen

=> kann ein und dasselbe Molekül positive und negative Halbbrücken ausbilden, können gleichartige Moleküle untereinander H-Brücken bilden

Wasserstoffbrpcken sind stärker als Dipol/Dipol-Wechselwirkungen

• kann ein Molekül beide Kräfte ausüben, bevorzugt sie die stärkere Wechselwirkung

=> zur Erklärung von chemischen Bindungen zwischen Nichtmetall-Atomen

• Schalenmodell geeignet, um die Anz. Valenzelektronen zu bestimmen

• Elektronen befinden sich in Kugelwolken (=Orbitalen)

  -> werden dem dreidimensionalen Charakter gerechter

1. nur für Hauptgruppenelemente bis zur 3ten Periode anwendbar

2. Kugelwoken (Orbitale) sind kugelförmig

3. erste Orbital (entspricht der K-Schale) ist zentral um den Atomkern angeordnet

4. alle anderen Schalen haben bis zu vier Kugelwolken

=> einfach besetzes Orbital/ einfach besetze Kugelwolke

Kugelwolken mit einem Elektron

=> doppelt besetzes Orbital/ doppelt besetze Kugelwolke

Kugelwolke mit zwei Elektronen

Pauli-Prinzip

• jede Kugelwolke kann max. 2 Elektronen aufnehmen

  -> es gibt nur leere, einfach besetzte und doppelt besetzte Kugelwolken

Hund’sche Regel

• zuerst werden alle Kugelwolken mit einem Elektron besetzt, bevor sie doppelt besetzt werden

  -> wegen der Abstossung der Elektronen

Grundprinzip der Chemie -> Energieminimumprinzip

-> je weniger Energie in einem, Teilchen steckt, desto stabiler ist es

-> jedes Teilchen strebt nach einem Energieminimum

• Teilchen sind bestondes stabil, wenn es ihnen gelingt, eine volle äussere Schale zu erreichen

bindende Elektronenpaare

-> Elektronen werden in den Kugelwolken geteilt

nichtbindende Elektronenpaare

-> o. freie Elektronenpaare

-> Elektronen, die nur zu einem Atom gehören

• Reaktivität eines Elements nur von den Valenzelektronen abhängig

  -> nicht vom Atomrumpf (inneren Schalen und Atomkern)

• Atomrumpf -> Elementsymbol

  einfach besetze Kugelwolke (Orbital) -> Punkt

  doppelt besetze Kugelwolke (Orbital) -> Strich

• HNOFClBrI kommen in der Natur nur als zweiatomige Moleküle vor

  -> sie erreichen die Edelgaskonfiguration mit sich selber