8 Valenzelektronen

Grundpraktikum für Biologen 2017
Michael Beetz
30.03.2017
Übersicht
Michael Beetz
#2
Kovalente Bindung
Freies
Elektronenpaar
Einzelnes Elektron
Oktett erfüllt
Einzelne Chloratome haben einen Elektronenmangel
Reaktion zu Cl2 erfüllt das Oktett
=> Triebkraft der Reaktion
Michael Beetz
#3
Die Oktettregel
Atome haben maximal 8 Valenzelektronen bzw. 4
Elektronenpaare
Anstreben der Edelgaskonfiguration
=> Größte Stabilität
Alle Atome haben 8 Elektronen –
Oktettregel erfüllt
Michael Beetz
#4
Die Oktettregel
+
Oktett-Überschreitung am Phosphor
Michael Beetz
All-Oktett-Struktur
(Alle Atome haben 8 Elektronen)
#5
Lewis-Strukturen (2D Darstellung)
Schwefelsäure
Wasser
Michael Beetz
Salpetersäure
Kohlenstoffdioxid
Ozon
Essigsäure
Weitere Beispiele: http://www.schule-studium.de/Chemie/Chemieunterricht/LewisSchreibweise/Lewis-Schreibweise.html
#6
VSEPR-Modell (3D Darstellung)
valence shell electron pair repulsion
Name
Struktur
Oxidationsstufe (Chlor)
Chlorwasserstoff
Linear
-1
Chlorgas
Linear
0
Hypochlorsäure
Gewinkelt
+1
Chlorige Säure
Gewinkelt
+3
Chlorsäure
Pseudo-Tetraeder
+5
Perchlorsäure
Tetraeder
+7
Michael Beetz
Lewis
#7
VSEPR-Modell
valence shell electron pair repulsion
Molekültypen
Michael Beetz
Beispiel
Struktur
H2
linear
CO2
linear
NO3
trigonal planar
CH4
tetraedrisch
Weitere Infos: https://de.wikipedia.org/wiki/VSEPR-Modell
#8
Polare Bindung
Elektronegativitätsunterschied hat Einfluss auf Polarität der
Bindung
Beispiel CO2:
Kohlenstoffdioxid:
Sauerstoff:
=> ΔEN = 0.89
Michael Beetz
EN = 2.55
EN = 3.44
#9
Polare Bindungen
Elektronegativitätsdifferenz (ΔEN) entscheidet über
Bindungsart:
Faustregel:
ΔEN = 0
ΔEN < 1.7
ΔEN > 1.7
Michael Beetz
unpolare, kovalente Bindung z.B. O2
polare, kovalente Bindung z.B. CO2
Ionenbindung z.B. NaCl
# 10
Ionische Bindung
ΔEN > 1.7 bedeutet stark polare Bindung
Elektrostatische Anziehung geladener Ionen
Triebkraft ist die Salzbildung
Beispiel:
Reaktion von Natrium mit Chlor
Na(g) + Cl(g) → Na+(g) + Cl−(g)
Michael Beetz
# 11
Ionische Bindung
Na(g) + Cl(g) → Na+(g) + Cl−(g)
Oxidation:
Reduktion:
Na(g) → Na+(g) + e−
Cl2(g) + 2e− → 2Cl−(g)
Positiv und negativ geladene Ionen werden durch starke
Coulomb-Kräfte zusammengehalten
=> Bildung von Ionenkristallen
Michael Beetz
# 12
Ionische Bindung
Gitterenergie in kJ/mol ist die Energie, die benötigt wird um
1Mol eines Stoffes in seine Bestandteile zu zerlegen.
Michael Beetz
# 13
Ionische Bindung
Michael Beetz
# 14
Ionische Bindung
Michael Beetz
# 15
Ionische Bindung
Eigenschaften von Ionischen Verbindungen (Salzen):
-
Michael Beetz
Meist Feststoffe bei RT
Hoher Siedepunkt
Löslich in polaren Lösungsmitteln (Wasser)
In organischen Lösungsmitteln meist wenig löslich
Bilden Kristallgitter
# 16
Wasserstoffbrückenbindungen
Starke Polarisierung des Wasserstoffatoms führt zur
Ausbildung von Wasserstoffbrückenbindungen
Kann auftreten zwischen Wasserstoff (H) und Stickstoff (N),
Sauerstoff (O), Fluor (F) und Chlor (Cl)
Michael Beetz
# 17
Wasserstoffbrückenbindungen
H-Brückenbindungen sind für Oberflächenspannung,
Viskosität, Siedepunkts Erhöhung des Wassers verantwortlich
=> Anomalie des Wassers
Michael Beetz
# 18
Metallbindung
Im Metall sind Valenzelektronen sehr schwach gebunden
Valenzelektronen sind nahezu freibeweglich
Michael Beetz
# 19
Metallbindung
Michael Beetz
# 20
Metallbindung
Quasifreie Elektronen sind verantwortlich für makroskopische
Eigenschaften von Metallen:
-
Michael Beetz
Elektrische Leitfähigkeit
Metallischer Glanz
Duktilität (Schmiedbarkeit/Verformbarkeit)
Hohe Wärmeleitfähigkeit
# 21
Orbitaltheorie
Michael Beetz
# 22
Orbitaltheorie
Element:
Wasserstoff
(H)
Beryllium
Lithium
(Li)
(Be)
Bor
Kohlenstoff
Stickstoff
Sauerstoff
Fluor
Neon
(B)(F)
(Ne)
(N)
(O)
(C)
Helium
(He)
Michael Beetz
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# 23
Hybridisierung
sp3-Hybridisierung
Beispiel: Kohlenstoff
Vier Hybridorbitale im Raum: tetraedrisch
Michael Beetz
# 24
Hybridisierung
sp3-hybridisierter
Zustand
Michael Beetz
# 25
Hybridisierung
sp3-Hybridisierung
Methan
Ethan
sp2-Hybridisierung
Ethen
sp-Hybridisierung
Michael Beetz
Ethin
# 26