3-D-Strukturen von Molekülen PDF

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3-D-Strukturen von Molekülen Warum sind 3D-Strukturen wichtig? 3D-Strukturen sind wichtig, weil sie große Auswirkungen auf die Eigenschaften von Molekülen haben können. Zum Beispiel hat Wasser ein Dipolmoment, weil es gebogen ist, nicht linear. Wenn es linear wäre, wäre es kein großes Lösungsmittel für polare Verbindungen, und alles Leben wäre völlig anders. Im Allgemeinen beeinflussen Formen von Molekülen, wie sie reagieren, weil sie die Polarität bestimmen (was dazu beitragen kann, Moleküle zusammenzuziehen, um zu reagieren) und passen (ob die reaktiven Teile nahe zueinander kommen können). Formen von Molekülen können auch andere Auswirkungen haben. Beachten Sie, dass sich der Schmelzpunkt zwischen AlF3 und SiF4 abrupt ändert. Man könnte dies als den Übergang von einer ionischen Verbindung zu einer kovalenten Verbindung betrachten, aber der Unterschied in der Elektronegativität zwischen Al und Si ist nicht so groß und beide sind viel weniger elektronegativ als F. Wir können die Änderung besser unter Verwendung der Molekularstruktur erklären als Bond-Typ. In den ersten 3 ist die Struktur typisch für ionische Verbindungen. Anstelle von klar definierten Molekülen gibt es ein alternierendes Gitter positiver und negativer Ionen. Jedes Kation ist von 6 Fluoridionen umgeben, und jedes Fluoridion ist von 6, 3 oder 2 Kationen umgeben (abhängig 1

von der Formel). Alle Ionion-Anziehungen müssen gelöst werden, um den Feststoff zu schmelzen, der eine hohe Temperatur erfordert. In SiF4 ist jedoch jedes Si von 4 "Fluoridionen" umgeben (weil der Radius über das Periodensystem abnimmt), was natürlich ein Tetraeder und somit klar getrennte Moleküle ergibt. Wenn sich die Moleküle in den Festkörper einlagern, berühren die F-Atome andere F-Atome, nicht Si-Atome, und werden überhaupt nicht sehr angezogen. Dies gilt nur für PF5 und SF6, bei denen die F-Atome das Zentralatom noch vollständiger umgeben. Somit sind diese 3 Verbindungen molekulare Gase.

Wie messen wir 3D-Strukturen? Wir können 3D-Strukturen mit verschiedenen Techniken messen, aber die Röntgenkristallographie ist wahrscheinlich am häufigsten. Bei kleinen Molekülen kann er normalerweise die genauen Positionen aller Atome angeben, solange Sie einen guten Kristall bilden können. Diese Daten umfassen die Bindungslängen und Bindungswinkel.

Beschreibung von 3D-Strukturen Sie müssen die Namen der gebräuchlichen Geometrien lernen, die die Form der Bindungen um jedes Atom beschreiben. Sie sind in dem folgenden Diagramm organisiert, basierend darauf, wie viele Bindungen das Atom macht. Wenn das Molekül nur ein Zentralatom hat, ist die Geometrie des Moleküls die Geometrie des Zentralatoms. Wenn es mehrere Atome gibt, die Bindungen zu 2 oder mehr Atomen haben, können wir die Geometrie an jedem beschreiben.

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Vorhersage molekularer Formen (Bindungswinkel) Lewis-Strukturen sind eine gute Möglichkeit, die Molekülform vorherzusagen. Die Grundidee ist, dass während sich alle Elektronen abstoßen, sich Elektronen mit dem gleichen Spin noch mehr abstoßen. Die zwei gepaarten Elektronen mit entgegengesetztem Spin, die eine Bindung bilden, können sich im selben allgemeinen Bereich zwischen den Bindungskernen befinden (obwohl sie immer noch versuchen werden, einander in diesem Bereich zu vermeiden), aber Elektronen mit demselben Spin müssen sich wirklich gegenseitig abgeben Raum. Das Ergebnis ist, dass die bindenden und nichtbindenden Elektronenpaare jeweils ihre eigene Fläche einnehmen und versuchen, so weit wie möglich voneinander entfernt zu bleiben. Die von einem einsamen Paar oder einer Bindung belegte Fläche wird als Domäne bezeichnet. (Wir sorgen uns nur um die Valenzelektronen. Wir können uns vorstellen, dass die Kernelektronen ihre eigene Fläche näher am Kern haben, obwohl es tatsächlich etwas komplizierter ist.) Aus demselben Grund breiten sich die verschiedenen Teile eines Moleküls gewöhnlich aus auch, so dass die verschiedenen Teile nicht zu nahe kommen und ihre Elektronenpaare stoßen. Sie können sich jedes Elektronenpaar als einen großen weichen Ballon vorstellen, wie im Diagramm. Bindungspaare sind ein wenig enger, weil sie von zwei Kernen angezogen werden und versuchen, zwischen ihnen zu bleiben. Einsame Paare sind etwas flacher und nehmen mehr Platz ein, weil kein anderer Kern sie in eine bestimmte Richtung zieht. Wir können also erwarten, dass die Bindungswinkel ein wenig kleiner sind als wir denken, weil freie Elektronenpaare mehr Platz einnehmen und die Bindungen enger zusammenrücken. Mehrfachbindungen nehmen auch mehr Platz ein als Einzelbindungen, verhalten sich jedoch immer noch wie eine 3

einzige Domäne, weil sie von denselben zwei Atomen gehalten werden. Das Elektronendomänenmodell zur Vorhersage molekularer Formen. Einzelbindungsdomänen sind blau, Mehrfachbindungsdomänen sind grün und Domänen des freien Elektronenpaars sind rot. Domains vor anderen Domains sind schattiert.

Bindungslängen Bindungslängen hängen von der Größe der Atome und der Stärke der Bindungen ab. Im Allgemeinen nimmt die Bindungslänge von einer Einfachbindung zu einer Doppelbindung zu einer Dreifachbindung ab.

Dipolmomente Dipolmomente sind ein Maß dafür, wie viel Ladungstrennung in einer Bindung oder einem Molekül existiert. Wir haben schon früher über ähnliche Ideen gesprochen, weil molekulare Dipolmomente für die Solvatation wichtig sind. Wir haben bei der Einführung des Magnetismus Dipole definiert und auch die Polarität diskutiert. Zur Überprüfung wird das elektrische Dipolmoment als definiert μ=q×d wobei q die Teilladung an jedem Ende und d der Abstand zwischen den Ladungen ist. "Jedes Ende" könnte jedes Ende einer Bindung 4

(jedes Atom) oder jedes Ende eines Moleküls wie Wasser bedeuten. Das Gesamtdipolmoment eines Moleküls ist die Vektorsumme aller Bindungsdipole.

Warum sind Dipol-Momente wichtig? Dipolmomente sagen uns im Durchschnitt, wo die Elektronen in einem Molekül sind. Sie können uns auch die Form von Molekülen mitteilen. Wenn zum Beispiel H2O linear wäre, würden sich die 2 OH-Bindungsdipole gegenseitig aufheben, und das gesamte Molekül wäre unpolar. Da wir wissen, dass Wasser polar ist, muss es eine gebogene Form haben. Außerdem sind molekulare Dipolmomente für viele Eigenschaften, wie die Fähigkeit, gelöste Stoffe, Schmelz- und Siedepunkte und die Reaktivität im Allgemeinen zu lösen, sehr wichtig. Dipolmomente (eigentlich die Änderung der Dipolmomente aufgrund von Molekülschwingungen) sind auch daran beteiligt, ob Moleküle bestimmte Lichtstrahlen absorbieren, was für den Treibhauseffekt wichtig ist. CO2 und Methan verursachen den Klimawandel, weil sie IR-Licht absorbieren können. Obwohl diese Moleküle zu symmetrisch sind, um permanente Dipolmomente zu haben, können Vibrationen kleine temporäre Dipolmomente erzeugen, die ihnen erlauben, Licht zu absorbieren.

Wie messen wir Dipolmomente? Wir können molekulare Dipolmomente messen, indem wir die Dielektrizitätskonstante eines Materials messen (wie stark das 5

Material die Coulomb-Kräfte schwächt, wenn es zwischen den Ladungen liegt). Im Allgemeinen haben Materialien mit großen Dipolen hohe Dielektrizitätskonstanten. Im Coulombschen Gesetz reduziert die Dielektrizitätskonstante D die Kraft zwischen Ladungen.

Elektronegativität Die Elektronegativität ist ein Maß dafür, wie stark ein Atom Elektronen anzieht. Zum Beispiel wird ein elektronegativeres Atom leicht reduziert, während ein weniger elektronegatives Atom leicht oxidiert wird. In kovalenten Bindungen "ziehen" mehr elektronegative Atome stärker an den Bindungselektronen, so dass die geteilten Elektronen mehr als die Hälfte ihrer Zeit mit dem stärker elektronegativen Atom verbringen können, was zu einer partiellen negativen Ladung führt. (Zum Beispiel hat O in Wasser eine teilweise negative Ladung, weil es elektronegativer als H ist.) Dies beeinflusst auch das Bindungsdipolmoment.

Wie definieren wir Elektronegativität? Eine Möglichkeit, Elektronegativität zu definieren, besteht darin, dass sie proportional zur Summe von Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität ist. Wenn es schwierig ist, Elektronen wegzunehmen und leicht Elektronen hinzuzufügen, ist die Elektronegativität groß. EN = Konstante × (IE + EA)

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Wir wählen die Konstante so, dass F EN = 4 hat, und verwenden dann dieselbe Konstante für alle anderen Elemente. Allerdings sind Elektronenaffinitäten für die meisten Elemente nicht genau bekannt, so dass die erste Definition (die Mulliken-Definition, wir werden im nächsten Abschnitt mehr über Mulliken sprechen) begrenzt ist. Pauling schlug eine andere Definition vor, die ähnliche Ergebnisse liefert, aber leichtere Messungen verwendet. Pauling's Elektronegativitätsskala basiert auf Ionenresonanzen. Betrachte 2 zweiatomige Moleküle A2 und B2. Wir können die Bindungsenergie jedes einzelnen messen. Wir können auch die Bindung durch Resonanz zwischen einer kovalenten Struktur, A-A und ionischen Strukturen beschreiben [A +] [A-]. Wenn wir das Molekül AB bilden, wie groß ist seine Bindungsenergie? Da A nicht dasselbe wie B ist, wird in diesem Fall eine der Ionenresonanzstrukturen wichtiger sein und zu einer verstärkten Resonanzstabilisierung beitragen. Wir können die Bindung in AB unter Verwendung der Resonanz zwischen den kovalenten und ionischen Strukturen A-B, [A +] [B-] und [A -] [B +] modellieren. Wir können annehmen, dass die rein kovalente A-B-Bindungsstärke der Mittelwert der kovalenten A-A- und B-B-Bindungen ist, da dies von Faktoren wie der Entfernung zwischen den Kernen und der Abstoßung zwischen den Elektronen abhängt. Die zusätzliche Resonanzenergie aus der erhöhten Stabilität einer der ionischen Strukturen sollte die Energie der A-B-Bindung größer machen als den Durchschnitt der A-A- und B-B-Bindungen, und dies wird beobachtet. (Überzeugen Sie sich selbst anhand der Daten im vorherigen Abschnitt.) Je größer der Unterschied zwischen den Elementen ist, desto stabiler wird die ionische Struktur und desto größer ist die Resonanzenergie. Der Unterschied zwischen dem Durchschnitt der A-A- und B-B-Bindungen und der experimentellen

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A-B-Bindungsenergie wird als Grundlage für Pauling's Elektronegativitätsskala verwendet.

Vorhersage von relativen Elektronegativitäten Es folgt weitgehend dem gleichen Muster, das man aufgrund von Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität erwarten würde. Im Allgemeinen ist die Elektronegativität oben rechts im Periodensystem groß und nimmt nach unten und nach links ab. Es ist gut zu wissen, dass die Elektronegativität von H zwischen B und C liegt. (Obwohl H ganz links im Periodensystem steht, liegt es zwischen einem Alkalimetall und einem Halogen).

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Verwenden von Elektronegativität Wir können Elektronegativität als eine bequeme Möglichkeit zur Vorhersage der Polarisation von kovalenten Bindungen verwenden (mit anderen Worten, wie ionisch sie sind). Im Extremfall können wir damit vorhersagen, ob Verbindungen kovalent oder ionisch sind, was auch darauf hindeutet, dass sie in etwa mit dem metallischen oder nichtmetallischen Charakter korreliert. Wir können es auch verwenden, um gute Lewis-Strukturen vorherzusagen, die normalerweise die negativen formalen Ladungen auf den elektronegativeren Atomen haben. (Wenn Sie diese Regel konsequent befolgen, werden Sie viel mehr Ionenbindung vorhersagen, als Sie vielleicht erwarten würden, was tatsächlich mit anspruchsvolleren Modellen übereinstimmt.) Die Pauling-Definition der Elektronegativität führt zu der Schlussfolgerung, dass Reaktionen von "Elementkombinationen" immer oder fast immer exotherm sein sollten, wenn nur Einfachbindungen in den Produkten und Reaktanten vorhanden sind. Für N2 und O2 ist die Mehrfachbindungsenergie größer als das Zweifache oder Dreifache der Einfachbindungsenergie. Aus diesem Grund können Verbindungen zwischen N und O und Elemente ähnlicher Elektronegativität wie Cl positive Bildungswärmen haben, was bedeutet, dass sie sich exotherm zu den Elementen zersetzen können. Viele reaktive Verbindungen, die sich unter Bildung von elementaren Gasen, wie Sprengstoffen und Bleichmitteln, zersetzen, sind Verbindungen von Cl, N und O.

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