Seminarschwerpunkt: Moleküle I

Präsentation zum Thema: "Seminarschwerpunkt: Moleküle I"—  Präsentation transkript:

1 Seminarschwerpunkt: Moleküle I
Durch Bindungen von Atomen zu Molekülen. Was ist eine Bindung? R.Schmid

2 Themen: Was ist eine (chemische) Bindung? Welche Typen gibt es?
Ein einfaches Molekül: H2 Bindungslänge, -ordnung etc. Ein Modell: Lewisstrichformeln Das Hybridisierungskonzept Molekülorbitale R.Schmid

3 Was ist eine Bindung? Eine Bindung ist kein “Strich” zwischen zwei Atomen!!! Wechselwirkung => Energieabsenkung! ENERGIE! R.Schmid

4 Wie kommt es zur Bindung?
Wechselwirkung zwischen (Valenz-) Elektronen von Atomen. WW ist abstandsabhängig! WW führt zur Absenkung der Gesamt-energie des Systems. Durch Annäherung wird die Bindungsenergie frei und ohne erneute Zufuhr dieser Energie von außen bleiben die Atome zusammen => Bindung! R.Schmid

5 Bindungsarten A+ A+ A+ B- A-B Festkörper Moleküle Ionen- bindung
Metall- bindung Kovalente Bindung A+ A+ 2- A+ B- A-B R.Schmid

6 Worauf basiert die Unterteilung?
R.Schmid

7 Bindungsarten A+ A+ A+ B- A-B Festkörper Moleküle Ionen- bindung
Metall- bindung Kovalente Bindung A+ A+ 2- EP+EP z.B. Na A+ B- EP+EN z.B. NaCl A-B EN+EN z.B. Cl2 R.Schmid

8 Die kovalente Bindung: H2
auch als Elektronenpaar-Bindung bezeichnet. Je zwei einfach besetzte AO (z.B. 1s1) Wechselwirken => doppelt besetztes MO WW ist „Interferenz“ der Wellenfunktion (additiv oder subtraktiv) R.Schmid

9 Die kovalente Bindung: H2
Ein paar „Regeln“: Zahl der Orbitale bleibt erhalten (d.h. aus 2 AO -> 2MO) Nur AO ähnlicher Energie (=Frequenz) können „interferieren“ Nur AO die räumlich „überlappen“ können „interferieren“ R.Schmid

10 Die kovalente Bindung: H2
Woraus resultiert die Stabilisierung? Entscheidend ist nicht die Coulomb-WW!!! + ist energetisch günstiger als beide 1s wegen der niedrigeren kinetischen Energie der Elektronen! (Krümmung der WF.) R.Schmid

11 Welche AO können miteinander in Wechselwirkung treten?
räumliche Überlappung s-Bindungen p-Bindungen R.Schmid

12 Mehrfachbindungen: z.B. NN
Bindungsordnung: Zahl der bindenden Wechsel-wirkungen BO 1: 1 s-Bindung BO 2: 1 s- & 1 p-Bindung BO 3: 1 s- & 2 p-Bindungen R.Schmid

13 Bindungslänge & Bindungsstärke
Mit zunehmender BO werden Bindungen stärker und kürzer. R.Schmid

14 Stärke der Wechselwirkung
Räumliche Überlappung der Orbitale „Energetische Überlappung“: WW um so höher, je geringer die Energiedifferenz der Orbitale ist („Interferenz“ bei gleichen Frequenzen) R.Schmid

15 Lewis-Strichformeln Ein einfaches Modell!!
Stabilisierung von einfach besetzten AO durch kovalente Bindungen -> Oktett-Regel Aufbau einer Lewis-Strichformel: Alle Valenzelektronen in Elektronenpaar-Bindungen oder freien Elektronenpaaren verteilen, bis Oktett-Regel für alle Atome erfüllt ist. R.Schmid

16 Lewis-Strichformeln Ergibt Konnektivität und BO  Keine Raumstruktur 
Manche Systeme können nur  durch mehrere Lewis-Strukturen beschrieben werden (Mesomere Grenzstrukturen) R.Schmid

17 Hybridisierung ? Lewis-Strichformel von Methan:
Wie kommt es zur tetraedrischen Struktur? Wie Wechselwirken s- und p-Orbitale des C mit den s-Orbitalen des H ? R.Schmid

18 Hybridisierung Kombination von s- und p-Orbitalen zu Hybridorbitalen (Interferenz): h1 = s + px + py + pz h2 = s - px - py + pz h3 = s - px + py - pz h4 = s + px - py - pz sp3-Hybridorbitale: Tetraeder R.Schmid

19 Hybridisierung s + 3 p -> 4 sp3 tetraedrisch (109.5°)
s + 2 p -> 3 sp2 + p trigonal planar (120°) s + p -> 2 sp + 2 p linear (180°) R.Schmid

20 Hybridisierung: Beispiel Ethen
R.Schmid

21 Hybridisierung: Beispiel Ethen
R.Schmid

22 Molekülorbitale Bei mehratomigen Molekülen: paarweise WW von Hybridorbitalen beschreibt elektronische Struktur nicht exakt (Beispiel: PE-Spektrum von CH4) Molekülorbitale: Lösung der Schrödingergleichung für mehratomiges System (prinzipiell analog der Lösung des atomaren Problems) => Orbitale erstrecken sich über das ganze Molekül!! R.Schmid

23 Molekülorbitale ein paar einfache Regeln:
Nur AO gleicher Symmetrie (räumliche Überlappung) können ww Nur AO ähnlicher Energie können stark miteinander ww (qualitativ) „Zahl“ der Orbitale bleibt erhalten n AO -> n MO Bei mehreren AO: MO mit zunehmender Zahl an Knoten konstruieren (analog „Teilchen im Kasten“ R.Schmid

24 Beispiel H3+ lineares H-H-H mit 2 Elektronen alle 3 1s-Orbitale ww
anti-bindend Zwei Knoten nicht-bindend 1s Ein Knoten bindend Kein Knoten R.Schmid

25 BO = (Bind. El. - Antib. El.)/2
MO-Schema von O2 O2 : 12 Valenzelektronen Bindungsordnung: BO = (Bind. El. - Antib. El.)/2 BO = (8 - 4) / 2 = 2 Sauerstoff liegt im Triplett-Zustand vor (Diradikal) R.Schmid

26 Zweiatomige Moleküle (2. Periode)
R.Schmid