Das Lewis-Modell zur Erklärung kovalenter

Gruppenpuzzle kovalente Bindung
Das Lewis-Modell zur Erklärung kovalenter Bindungen
Erarbeiten Sie sich, innerhalb der Expertengruppe, einen Überblick über das
Lewis-Modell zur Erklärung kovalenter Bindungen! Gehen Sie zusätzlich auf die
folgenden Arbeitsaufträge ein:
Aufgabe 1
Beschreiben Sie an einem Beispiel die Bedeutung des Bindestrichs in den Lewis-Formeln!
Aufgabe 2
Erläutern Sie die Funktion von bindenden und freien Elektronenpaaren und
stellen Sie einen Bezug zur Oktettregel her!
Aufgabe 3
Diskutieren Sie die Grenzen der Oktettregel nach Lewis! Nutzen Sie dazu geeignete Beispiele!
Aufgabe 4
Erläutern Sie die Notwendigkeit der Einführung mesomerer Grenzformeln! Beschreiben Sie den Unterschied zwischen Formalladungen und Ionenladungen!
Nutzen Sie auch hierfür geeignete Beispiele.
Aufgabe 5
Zeichnen Sie die Lewis-Formeln von folgenden Teilchen: Ozon, Chlorwasserstoff, Trichlormethan, Ammonium-Ion, Sulfit-Ion, Cyanid-Ion, Kohlensäure und
Perchlorsäure!
Aufgabe 6
Erarbeiten Sie, innerhalb
der Expertengruppe, eine
Zusammenfassung
der wesentlichen Inhalte
des Lewis-Modells zur
Erklärung der kovalenter
Bindung für den Austausch in der Stammgruppe! (Hinweis: Achten Sie darauf, dass die
Aussagen wesentlich für
die Vermittlung des neuen Wissens sind!!!)
Abbildung: Lewis-Formeln ausgewählter Teilchen
Quelle:
Duden Paetec
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Das Lewis-Modell zur Erklärung kovalenter Bindungen
(Erwartungshorizont)
Aufgabe 1 (1.Teil von Aufgabe 2)
Die Beschreibung erfolgt am Beispiel des Tetrachlormethan-Moleküls. Der Bindestrich steht in den LewisFormeln für ein so genanntes Elektronenpaar, setzt sich
also immer aus zwei Elektronen zusammen. Dies sind
immer Valenzelektronen (Außenelektronen). Es gibt zwei
verschiedene Funktionen des Bindestrichs. Die erste
Funktion ist ein bindendes Elektronenpaar. Hier wird von
jedem der beiden Bindungspartner ein Elektron beigesteuert. Dies ist hier gut durch die unterschiedliche Farbgebung veranschaulicht. Die zweite Funktion ist das nicht bindende Elektronenpaar. Hier werden
beide Elektronen vom selben Teilchen beigesteuert. Eine Ausnahme ist der
Punkt. In bestimmten Fällen ist die Summe der Valenzelektronen der beteiligten Teilchen ungerade. Um diesem Fakt gerecht zu werden, wird der Punkt
verwendet.
Aufgabe 2
Die Oktettregel besagt, dass Teilchen das Bestreben aufweisen, immer eine
vollbesetzte Außenschale zu erreichen, also ein Elektronenoktett. Man spricht
auch von der Edelgaskonfiguration. Um Bezug zum oberen Beispiel herzustellen werden die Valenzelektronen der beteiligten Teilchen betrachtet. Chlor liefert je 7 Außenelektronen und Kohlenstoff 4. Durch die Anordnung von 4 Elektronenpaaren um das Kohlenstoffatom herum erreicht Kohlenstoff die volle Anzahl von 8 Valenzelektronen. Gleiches erreicht das Chloratom, wenn es eine
Bindung mit einem der 4 Valenzelektronen des Kohlenstoffs eingeht. Die restlichen 6 Außenelektronen bilden paarweise zusammen 3 nicht bindende Elektronenpaare.
Aufgabe 3
Mit den Lewis-Formeln können nicht alle Teilchen gedeutet werden. Dies beginnt beim Vergleich von Formel und Realität. Beispiele hierfür stellen das
Lachgas-Molekül oder das Carbonat-Ion dar. Es gibt mehrere Möglichkeiten
diese Strukturen darzustellen. In Wirklichkeit liegen die realen Strukturen dazwischen. Diesem Manko versucht man zu entgehen durch die Einführung mesomerer Grenzstrukturen. Häufig werden auch Darstellungen herangezogen,
die gepunktete Elektronenpaare enthalten.
Ein weiterer Punkt ist die Einschränkung der Oktettregel ab der
dritten Periode. So kann das Phosphorpentoxid-Teilchen (siehe
links, Valenzelektronen bei Chlor vernachlässigt), im Bezug auf
die Einhaltung der Oktettregel, nicht exakt dargestellt werden.
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Weitere Einschränkungen findet man bei den oben schon erwähnten ungeraden
Gesamtanzahl der Valenzelektronen oder bei Teilchen, wie dem Bortrifluorid
(BF3). Dem zentralen Bor-Teilchen können nur 3 Elektronenpaare zugeordnet
werden. Es fehlt ein Elektronenpaar, das Bor-Atom weißt eine Oktettlücke auf.
Abbildung:
Quelle:
Mesomere Grenzformeln des N2O und des CO32Duden Paetec
Aufgabe 4
Mesomere Grenzformeln mussten eingeführt werden, da es Unterschiede zwischen den Lewis-Formeln und der realen Verteilung der Elektronen gab. Außerdem bestand bei einigen Teilchen die Möglichkeit, mehrere Lewis-Formeln
zu erstellen.
Eine Formalladung wird in einem Kreis am entsprechenden Teilchen angegeben. Man erhält die Formalladung, indem die Differenz zwischen der Anzahl der
Valenzelektronen des Teilchens im ursprünglichen Zustand und der Anzahl der
dem Teilchen zugeordneten Außenelektronen in der Lewis-Formel gebildet
wird. (Verweis auf die Beispiele Distickstoffmonooxid und Carbonat-Ion)
Aufgabe 5
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Die Molekülorbital-Theorie (MO-Theorie) zur Erklärung kovalenter Bindungen
Erarbeiten Sie sich, innerhalb der Expertengruppe, einen Überblick über die
Molekülorbital-Theorie zur Erklärung kovalenter Bindungen! Gehen Sie zusätzlich auf die folgenden Arbeitsaufträge ein:
Aufgabe 1
Beschreiben Sie kurz die LCAO-Methode (linear combinations of molecular orbitals) und die daraus resultierenden bindenden und antibindenden MO´s!
Aufgabe 2
Üben Sie den Aufbau vom MO-Schemata an folgenden Beispielen: WasserstoffMolekül, Helium, Sauerstoffmolekül (siehe Grafik), Stickstoff-Molekül, FluorMolekül, Neon.
Aufgabe 3
Erläutern Sie anhand der MO-Schemata von Neon und Helium, warum deren
Moleküle nicht existent sind!
Aufgabe 4
Beschreiben Sie den Energieverlauf des Elektrons bei der Annäherung zweier
Wasserstoff-Atome! Erläutern Sie das Entstehen von Bindungslänge und Bindungsenergie!
Aufgabe 5
Erarbeiten Sie, innerhalb der Expertengruppe, eine Zusammenfassung der wesentlichen Inhalte über die MO-Theorie
zur Erklärung der kovalenten Bindung für
den Austausch in der
Stammgruppe! (Hinweis: Achten Sie darauf, dass Ihre Aussagen entscheidend für
die Vermittlung des
neuen Wissens sind!!!)
Abbildung: MO-Schema des Sauerstoff-Moleküls
Quelle:
www.uni-bayreuth.de/.../mo_sauerstoff.gif
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Die Molekülorbital-Theorie (MO-Theorie) zur Erklärung kovalenter Bindungen (Erwartungshorizont)
Aufgabe 1
Die MO-Theorie geht davon aus, dass durch die Addition und die Subtraktion,
der Wellenfunktionen Ψ der Elektronen der beteiligten Atomorbitale, Molekülorbitale entstehen. Hierbei können durch Addition bindende und durch Subtraktion antibindende Molekülorbitale kombiniert werden. Aus nAO (Atomorbitalen) entstehen nMO (Molekülorbitale). Bei dieser Linearkombination werden
alle beteiligten Elektronen mit einbezogen. Molekülorbitale erstrecken sich über
das ganze Molekül.
Durch die Addition der Atomorbitale erhält man ein Molekülorbital, in dem sich
die Elektronen bevorzugt zwischen den Atomkernen aufhalten. Hierbei ergibt
sich ein gewisser Energiegewinn, der die Stärke der Bindung bestimmt.
Durch die Subtraktion der AO´s entsteht ein MO mit geringer Elektronendichte
zwischen den Atomkernen. Dadurch resultiert eine verstärkte elektrostatische
Abstoßung zwischen den Kernen. Antibindende MO´s liegen energetisch höher
als bindende MO´s und stellen einen Energieverlust dar.
Aufgabe 2
Exemplarisch sind hier die Beispiele für Elemente der 1. Periode (Wasserstoff)
und 2. Periode (Fluor) aufgeführt.
Aufgabe 3
Die Nicht-Existenz von Neon-Molekülen oder Helium-Molekülen (alle EdelgasMoleküle sind nicht existent) kann über die Energiebilanz erklärt werden. Die
Besetzung der bindenden Molekülorbitale mit Elektronen bedeutet in jeder Hinsicht immer ein Energiegewinn, also einen Zustand, der günstiger ist, als der
Atomorbitale. Existieren aber gleichzeitig äquivalente antibindende Molekülorbitale so hebt sich der Energiegewinn buchstäblich wieder auf. Bei Elementen
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ab der zweiten Periode werden zusätzlich p-Orbitale besetzt. So entstehen
Konstellationen, in denen sowohl bindende, als auch antibindende MolekülOrbitale besetzt sein können. Ein Energiegewinn liegt immer dann vor, wenn
nicht alle antibindenden MO´s vollständig besetzt sind.
Zusatz:
Ein Maß für Existenz von Molekülorbitalen ist die
Bindungsordnung (BO). Ist die BO größer als null,
so liegt ein Energiegewinn bei der Bildung von
MO´s vor. Ist die BO gleich null, so sind diese
MO´s nicht existent.
Allgemein gilt: [BO=(Anzahl der Elektronen in
bindenden MO - Anzahl der Elektronen im
antibindenden MO)/2].
Aufgabe 4
Nähern sich zwei Atome einander an, so kommt es zur Durchdringung der Elektronenwolken der beteiligten Elektronen. Gleichzeitig verringert sich der Abstand der beiden Atomkerne. Dies würde aber zu einer elektrostatischen Abstoßung führen, die aber durch die freie Beweglichkeit der Elektronen um den
Kern herum kompensiert wird. Diese
Kompensation
stellt einen Energiegewinn dar. Solange der Abstand
der Kerne nicht zu
gering wird, sorgt
dieser Energiegewinn für eine bindende Wechselwirkung zwischen den
beiden
Atomen.
Wird der Abstand
zu gering, steigt der Einfluss der Abstoßungskräfte wieder ab. Der optimale
Abstand der beiden Kerne wird Bindungslänge genannt, der entstandene Energiegewinn stellt die Bindungsenergie dar. Die Annäherung zweier Wasserstoffatome, sowie deren Bindungslänge und Bindungsenergie zeigt die Abbildung.
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Das Valence-Bond-Modell (VB-Theorie) zur Erklärung
kovalenter Bindungen
Erarbeiten Sie sich, innerhalb der Expertengruppe, einen Überblick über die
Valence-Bond-Theorie zur Erklärung kovalenter Bindungen! Gehen Sie zusätzlich auf die folgenden Arbeitsaufträge ein:
Aufgabe 1
Erläutern Sie die allgemeinen Annahmen der VB-Theorie. Gehen Sie auf die
Unterschiede zur MO-Theorie ein!
Aufgabe 2
Erläutern Sie den Unterschied zwischen einer starken kovalenten und einer
weniger starken kovalenten Bindung! Stellen Sie eine Hypothese auf, wodurch
eine Bindung gestärkt werden könnte! Nutzen Sie entsprechende Beispiele!
Aufgabe 3
Erstellen Sie, analog zur Orbitaldarstellung der Reaktion zweier Fluoratome, die
Orbitaldarstellung der Reaktion von einem Fluoratom und einem Wasserstoffatom zu Fluorwasserstoff!
Aufgabe 4
Beschreiben Sie mit eigenen Worten das VB-Modell des Methanmoleküls! Gehen Sie dabei auf die Begriffe Grundzustand, Promotion, angeregter Zustand,
Hybridisierung, Hybridorbital ein. (Hinweis: Erstellen Sie zum besseren Verständnis entsprechende Darstellungen.)
Aufgabe 5
Erarbeiten Sie, innerhalb der Expertengruppe, eine Zusammenfassung der wesentlichen Inhalte über die VB-Theorie zur Erklärung der kovalenten Bindung
für den Austausch in der Stammgruppe! (Hinweis: Achten Sie darauf, dass Ihre Aussagen entscheidend für die Vermittlung des neuen Wissens sind!!!)
Abbildung: A: Grundzustand, B: angeregter Zustand, C: hybridisierter Zustand des C-Atoms am Beispiel Methan
Quelle:
Duden Paetec
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Das Valence-Bond-Modell (VB-Theorie) zur Erklärung
kovalenter Bindungen (Erwartungshorizont)
Aufgabe 1
Die VB-Theorie betrachtet, im Gegensatz zur MO-Theorie, nur die Valenzelektronen, genauer gesagt die Orbitale der Valenzelektronen und deren Wechselwirkung bei der Annäherung der Atome zueinander. Es werden zusätzlich Geometrie bzw. Symmetrie der Orbitale berücksichtigt. Dies führt dazu, dass mit
Hilfe der VB-Theorie räumliche Strukturen von Molekülverbindungen erklärt
werden können.
Bei der Überlappung zweier Orbitale, die durch die Nebenquantenzahl l bestimmt werden, entsteht ein gemeinsames Orbital, welches von zwei ungepaarten Elektronen der beteiligten Atome besetzt wird. Bei der Überlappung
der Orbitale müssen mehrere Dinge zusätzlich bedacht werden; die Form des
Orbitals, die Ausrichtung des Orbitals und die Vorzeichen der Orbitallappen.
Nur bei positiver Überlappung entsteht ein gemeinsames Orbital. Eine positive
Überlappung führt zu einer höheren Elektronendichte und, wie in den Annahmen der MO-Theorie, auch zu einer stärkeren Anziehung zwischen den Kernen.
Je stärker die Orbitale überlappen, desto stärker ist die kovalente Bindung.
Aufgabe 2
Die Stärke einer kovalenten Bindung ist gekennzeichnet durch die Überlappung
der beteiligten Orbitale. Je stärker die Überlappung ist, desto stärker ist auch
die kovalente Bindung.
Die kovalente Bindung kann dadurch gestärkt werden, indem mehrere Orbitale
gleichzeitig überlappen. So kann der Überlappungsbereich vergrößert werden,
was zu einer stärkeren Bindung führt. Eine solche Überlappung kann durch eine zusätzliche Bindung erreicht werden. Ein Beispiel hierfür ist das SauerstoffMolekül. Jedes Atom besitzt zwei freie (ungepaarte) Elektronen, jeweils im pyund im pz-Orbital. Es können also die py-Orbitale und die beiden pz-Orbitale
überlappen. Der Unterschied zwischen den beiden Orbitalen besteht in ihrer
Ausrichtung zur Kernbindungsachse. Das erste Orbital befindet sich entlang der
Achse, das zweite Orbital oberhalb und unterhalb der Achse. (py-py-δ-Bindung,
pz-pz-π-Bindung). Ein weiteres Beispiel für homoatomare Moleküle ist das
Stickstoff-Molekül. Heteroatomare Moleküle mit Doppelbindungen sind weitaus
häufiger.
Aufgabe 3
Analog zur Bildung von Fluorwasserstoff überlappen hier ein s-Orbital vom
Wasserstoff und das pz-Orbital vom Fluor. Es bildet sich eine s-pz-δ-Bindung.
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Aufgabe 4
Das große Problem bei der Erklärung der Bindungen im Methan-Molekül ist,
dass alle Wasserstoff-Kohlenstoff-Verbindungen energetisch gleichartig sind
und dass insgesamt vier Bindungen ausgebildet werden. Dies kann aber mit
der Elektronenkonfiguration des Kohlenstoffs nicht erklärt werden, da
diese nur zwei ungepaarte
Elektronen aufweist. Es
wären aber vier ungepaarte und energiegleiche Elektronen notwendig. Um diesem Erklärungsmangel gerecht zu
werden, wurde das Hybridisierungskonzept entwickelt. Dieses Konzept geht
davon aus, dass über einen angeregten Zustand (Kennzeichnung mit einem *)
Elektronen energetisch angehoben werden. Diese Promotion führt zu einer
Einfachbesetzung des 2s- und des 2p-Orbitals. Erst durch die abschließende
Hybridisierung (Anhebung des 2s-Orbitals und Herabsetzung des 2p-Orbitals
auf ein energiegleiches Niveau) werden vier energetisch gleichwertige (entartete) Hybridorbitale geschaffen. Die Bezeichnung des Orbitals geht auf seinen
Ursprung zurück. Es handelt sich um ein 2sp3-Hybridorbital, da es ursprünglich
aus einem 2s1- und einem 2p3-Orbital gebildet wurde. (eigentlich 2s1p3Orbital, die 1 wird weggelassen!)