Chemie I

Lösung zu Übung 12
Atombau Teil 2
Aufgabe 1
Die meisten Atome tendieren dazu, ihre äussersten s- und p- Orbitale mit Elektronen
zu füllen. Damit wird die Zahl von 8 Elektronen in der Valenzschale erreicht. Das
kann durch Elektronenaufnahme geschehen (z.B. F→F-) oder durch formales Teilen
der Elektronen in einer Zweielektronenbindung (unser „normaler“ Bindungsstrich).
Die Oktettregel gilt für die Elemente von Li bis F recht streng. Bei höheren Elementen
sind aber Ausnahmen möglich (z.B. PF5).
Aufgabe 2
Schreiben Sie korrekte Lewis-Strukturen für folgende Summenformeln:
H
H
C
C
H
C
C
H
C2H2
H
H
H
H
N
H
H
O
O
H
H
H2 O2
NH4+
H
C
H
N
C
O
H
O
C
N
H
O
N
C
H
C
N
O
N
O
CHNO
O
O
Cl
Cl
O
O
O
wäre nach Lewis auch korrekt, entspricht aber
nicht der Struktur eines Chlorat-Ions
O
ClO3 -
O
O
Cl
O
Cl
O
O
O
O
wäre nach Lewis auch korrekt, entspricht aber
nicht der Struktur eines Perchlorat-Ions
O
ClO4Sowohl im Chlorat- wie auch im Perchlorat-Ion haben die Sauerstoffatome jeweils die gleiche Umgebung
(der Chemiker sagt, sie seien äquivalent). Das schliesst Strukturen aus, in denen Sauerstoffatome nicht an
das Chloratom gebunden sind.
O
O
H
O
S
O
H
H
O
S
O
H
O
O
O
O
O
O
O
O
H
weitere Isomere sind schreibbar; sie
entsprechen aber nicht der Konstitution
der Schwefelsäure.
H2SO4
H
S
H
O
C
HCO3-
O
H
O
C
H
H
H
C
H
H
H H
C
H2CO2
H
O
H
H
C
C
H
H
C2H6O
O
H
C2H4O2
H
H
C
O
H
C
O
H
H
H
H
C
O
O
H
C
O
H
H
C
O
H
C
H
C
H
C
H
O
O
H
H
H
O
O
C
C
H
H
H
C
C
H
H
H
H
H
O
O
C
H
O
H
C
O
H
H
H
O
C
C
O
H
H
O
C
H
H
H
O
C
C
O
H
H
O
H
H
C
H
C
H
H
O
C
O
H
H
CH3NO
H
H
C
N
C
H
H
O
C
N
C2N2
O
O
C
H
N
H
H
N
H
C
H
C
H
N
N
H
H
O
H
C
N
H
H
H
H
H
O
C
O
N
C
C
C
C
N
N
N
N
N
N
C
C
N
N
C
C
diese Strukturen sind zwar mit dem Lewis-Formalismus
kompatibel, entsprechen aber nicht stabilen Molekülen
(vergl. Abschnitt "Hybridisierung")
HNO3
O
O
H
H
N
O
Salpetersäure
O
O
H
O
N
H
O
N
O
O
Persalpetrige
Säure
N
O
O
O
diese Strukturen sind zwar mit dem
Lewis-Formalismus kompatibel, entsprechen aber nicht stabilen Molekülen
Fazit: die Schreibbarkeit einer Lewis-Formel ist kein hinreichendes Kriterium für ein
stabiles Molekül!
Aufgabe 3
Chloratome haben 7 Valenzelektronen. Um ein Oktett zu erreichen, teilen sich
zwei Chloratome an besten die Elektronen einer Bindung. So hat jedes Atom
ein elektronisches Oktett. Chloratome dimerisieren daher bevorzugt unter
Bildung von Chlormolekülen (Cl2).
2 Cl
Cl
Cl
Eine analoge Überlegung führt auch zu F2, Br2 und I2.
Aufgabe 4
NCl5 und OF6 können nicht gebildet werden (10 Valenzelektronen bei Stickstoff
und 12 Valenzelektronen bei Sauerstoff).
Cl
N
Cl
Cl
P
Cl
Cl
F
Cl
Cl
Cl
Cl
O
N
F
P
Cl
Cl
F
(10 Valenzelektronen
am Phosphoratom)
Aufgabe 5
Bei der Beantwortung dieser Frage gehen wir von einer korrekten LewisFormel aus.
CH2O
H
C
O
H
Das Zentralatom C hat drei Liganden. Nichtbindende Elektronenpaare sind
nicht vorhanden. Die Geometrie um das Zentralatom C ist trigonal planar.
SO2
O
S
O
O
S
O
O
S
O
Bei SO2 sind mehrere Resonanzformen (mesomere Strukturen) möglich. Für die
Bestimmung der Geometrie müssen die beiden Sauerstoffatome und das
nichtbindende Elektronenpaar am Schwefelatom berücksichtigt werden. Bei
drei Liganden ergibt sich eine trigonal planare Geometrie. Da man aber das
Elektronenpaar nicht sieht, erscheint SO2 einfach als gewinkeltes Molekül.
S
O
O
HCN
H
C
N
Das Zentralatom C hat zwei Liganden; nichtbindende Elektronenpaare sind am
C-Atom nicht vorhanden. Die Geometrie von HCN ist daher linear.
H3O+
Die korrekte Lewis-Struktur sieht so aus:
H
O
H
H
Das Sauerstoffatom hat als Liganden drei Wasserstoffatome und ein
nichtbindendes Elektronenpaar. Diese vier Liganden sind tetraedrisch
angeordnet.
H
O
H
H
H
O
H
H
Da man Elektronenpaare nicht sieht, ist H3O+ pyramidal.
SnH4
Zinn steht im periodischen System unter Kohlenstoff und hat genau wie C vier
Valenzelektronen. Die Bindung mit vier Wasserstoffatomen führt (wie bei CH4)
zu vier kovalenten Bindungen.
H
H
Sn
H
H
Freie Elektronenpaare sind nicht vorhanden. Die vier Liganden um das
Zentralatom (Sn) besetzen daher vier Ecken eines Tetraeders.
H
Sn H
H
H
hinter der Papierebene
vor der Papierebene
AsH3
As steht im PS unterhalb von Stickstoff. Das Zentralatom As ist von drei
Ligandatomen und einem freien (nicht-bindenden) Elektronenpaar umgeben.
Die Anordnung der Liganden um das Zentralatom ist daher tetraedrisch. Da
man aber das freie Elektronenpaar nicht „sieht“, ist die Geometrie des
Moleküls pyramidal (analog NH3 oder PH3).
IF4-
I
+
F
I
F
+ F
F
F
+ F
I
I
F
F
F
+ F
F
F
+ e
F
I
-
F
I
F
F
F
F
Hier ist das Zeichnen der Lewis-Formel im Detail angegeben. Das Iodatom hat
12 Valenzelektronen. Im IF4- hat das Zentralatom nun 6 Liganden (4 Fluoratome
und 2 nichtbindende Elektronenpaare). Die Anordnung von 6 Liganden ist laut
VESPR-Modell oktaedrisch. Damit nun die Abstossung zwischen den
nichtbindenden Elektronenpaaren minimal sei, ist es am Besten, sie im Winkel
von 180° anzuordnen. Die Fluorliganden bilden daher eine quadratisch planare
Anordnung, in deren Zentrum das Iodatom liegt.
F
F
F
F
F
I
I
F
F
F
OPCl3 oder P(O)Cl3
O
Cl
P
O
Cl
Cl
P
Cl
Cl
Cl
Auch hier sind mesomere Grenzstrukturen formulierbar.
Das Zentralatom Phosphor ist von 4 Liganden umgeben; nichtbindende
Elektronenpaare sind am Phosphoratom nicht vorhanden.
Die resultierende Geometrie von Phosphoroxychlorid ist daher tetraedrisch.
O
P
Cl
Cl
Cl
NO2N
N
O
O
O
O
Zwei mesomere Grenzstrukturen möglich. Das Stickstoffatom hat drei
Liganden: 2 Sauerstoffatome und ein Elektronenpaar. Die Geometrie von
NO2- ist daher gewinkelt.
IBr2Br
Br
I
Br
I
Br
Eine korrekte Lewis-Struktur ist links abgebildet. Die drei Elektronenpaare am
Iodatom werden äquatorial angeordnet. Damit haben sie nur 120°
Wechselwirkungen. Eine axiale Anordnung von Elektronenpaaren würde zu
90° Wechselwirkungen führen. IBr2- ist linear.
AsCl+4
Cl
Cl
As
Cl
Cl
Die vier Chlorliganden besetzen die Ecken eines Tetraeders, da am
Zentralatom keine weiteren nichtbindenden Elektronenpaare vorhanden sind.
Cl
As
Cl
Cl
Cl
SbCl6Die 6 Ligandatome sind oktaedrisch um das Zentralatom angeordnet.
Nichtbindende Elektronenpaare sind nicht vorhanden.
Cl
Cl
Cl
Cl
Sb
Cl
Cl
Cl
Cl
Sb
Cl
Cl
Cl
Cl