MSE 347 - Martin Köckerling
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Wiederholung der letzten Vorlesungsstunde: Chemische Bindungen, Lewis-Formeln, Elektronegativität, polare Moleküle, Dipolmoment, Hybridisierung, sp3-Hybridorbitale, Tetraeder, sp2Hybridorbitale: Dreieck, sp-Hybridorbitale: lineare Anordnung, Doppelbindung, Dreifachbindung, σ- , π-Bindung Thema heute: Chemische Bindungen, Teil 4, Hybridorbitale, VSEPR Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 158 Hybridorbitale lassen sich auch unter Beteiligung von d-Orbitalen bilden: sp3d2. Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 159 Die Hybridisierung eines d-, eines s- und dreier p-Orbitale führt zu 5 sp3dHybridorbitalen: Beispiel: PF5, trigonal bipyramidal. Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 160 Formel sp sp2 sp3 sp3d sp3d2 Elektronenstruktur AX2 AX3 AX2 E AX4 AX3 E AX2 E2 AX5 AX4 E AX3 E2 AX2 E3 AX6 AX5 E AX4 E2 Molekülstruktur linear trigonal eben gewinkelt tetraedrisch trigonal-pyramidal gewinkelt trigonal bipyramidal verzerrt T-förmig linear oktaedrisch quadratisch-pyramidal quadratisch-planar Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling Beispiele BeCl2 (g) BF3 SnCl2 (g) CH4 , NH4+ NH3 H2O PF5 SF4 ClF3 XeF2 , I3- , ICl2SF6 , SiF62IF5 XeF4 , ICl4- 161 Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 162 Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 163 Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 164 Oktetterweiterung bei Atomen der 3. oder höheren Periode, Beispiel SF6: a) Valenzelektronenkonfiguration des angeregten S-Atoms. b) Lewisformel von SF6. c) Geometrische Anordnung der Atome im Molekül SF6. S bildet mit den sechs FAtomen sechs σ-Bindungen, die oktaedrisch ausgerichtet sind. Es benutzt dazu die sechs d2sp3-Hybridorbitale, die von den Valenzelektronen des angeregten SAtoms gebildet werden. Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 165 Molekül PF5 SF4 ClF3 Elektronenkonfiguration Lewisformel Räumlicher Bau Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 166 Mesomerie / Resonanz Besteht für eine chemische Verbindung die Notwendigkeit der Formulierung verschiedener elektronischer Anordnungen hinsichtlich ihrer chemischen Bindung, dann liegt Mesomerie bzw. Resonanz vor. Grenzformeln beschreiben nichtexistente Grenzzustände. Real ist nur ein Zustand. Beispiel: Carbonat-Anion: C-O-Bindungslänge im Carbonat reine C=O Doppelbindung reine C-O Einfachbindung 131 pm 122 pm 143 pm Der Mesomeriepfeil ↔ bedeutet, dass der wahre Zustand zwischen den Grenzformeln liegt. - Grenzformeln sind energetisch gleichwertig. - Mesomerie verändert nur die Elektronenverteilung, aber nicht die Struktur. - Alle Grenzstrukturen haben die gleiche Hybridisierung. Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 167 sp2 Hybridisierung: Bindungswinkel 120°, das Carbonat-Ion Mesomerie: äquivalente Wechselwirkung der pz Orbitale des Kohlenstoffs und der Sauerstoffatome Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 168 σ-, π-Bindungen am Beispiel vom Distickstoff, N2: Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 169 VSEPR-Theorie Ziel: Einfache Ermittlung von Elektronen-/Molekülstrukturen VSEPR-Methode (Valence Shell Electron Pair Repulsion) Von GILLESPIE und NYHOLM (1957) Rein elektrostatisches Modell, Molekülstruktur ergibt sich aus dem Prinzip der Abstoßung von Elektronenwolken bzw. spinparalleler Elektronen Die VSEPR-Methode gestattet, unter Anwendung einfachster Voraussetzungen, die Molekülstrukturen bis zur Koordinationszahl 6 verhältnismäßig genau vorherzusagen. Sie verzichtet auf den mathematischen Apparat der Quantenchemie und betont die innerelektronische Abstoßung. Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 170 Valenzschalen – Elektronenpaar – Abstoßungs-Modell VSEPR Valence – Shell – Electron – Pair – Repulsion Regeln: 1. In Molekülen des Typs ABn ordnen sich die Elektronenpaare in der Valenzschale des Zentralatoms in maximalem Abstand, d. h. im maximalen Abstand auf einer Kugeloberfläche an. 2. Die freien Elektronenpaare (nicht bindenden EP) beanspruchen mehr Raum als die bindenden EP und verringern dadurch die Bindungswinkel. In nicht äquivalenten Strukturen besetzen freie EP die Plätze mit dem größten Raumangebot. 3. Elektronegative Substituenten ziehen bindende EP stärker an sich heran und vermindern damit deren Raumbedarf. 4. Mehrfachbindungen beanspruchen mehr Raum als Einfachbindungen und verringern die Bindungswinkel der Einfachbindungen. Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 171 AE2 (und AX2): Elektronenanordnung und Molekülgestalt: lineare Anordnung, Winkel: 180° Beispiele: Einfachbindungen: BeH2, BeCl2 Mehrfachbindungen: CO2, CH3-C≡C-H, H-C ≡N Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 172 AE3: dreieckige Elektronenpaaranordnung Type AX3: Elektronenpaaranordnung und Molekülgestalt: gleichseitiges, planares Dreieck, Winkel: 120° Beispiele: Einfachbindungen: BF3 Mehrfachbindungen: SO3, H2C=O, H2C=CH2, Cl2C=O Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 173 Type AX2E: Elektronenpaaranordnung: gleichseitiges planares Dreieck, Winkel: <120°, Atomanordnung: gewinkelt Beispiele: Einfachbindungen: SnCl2 Mehrfachbindungen: SO2, O3 (Ozon), NO2- Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 174 AE4: tetraedrische Elektronenpaaranordnung, Winkel 109,5o AX4: Elektronenpaaranordnung und Molekülgestalt: tetraedrisch Beispiele: Einfachbindungen: CH4, CF4, [NH4]+ Mehrfachbindungen: [SO4]2-, [PO4]3-, OPCl3. SO2Cl2 Typ: AX3E: tetraedrische Elektronenpaaranordnung, trigonal-pyramidale Molekülgestalt Beispiele: Einfachbindungen: NH3, PF3, AsCl3 Mehrfachbindungen: [SO3]2-, SOCl2 Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 175
