Einführung in die polare Kovalenz PDF

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Einführung in die polare Kovalenz Die Elektronen, die eine chemische Bindung bilden, werden gleichzeitig von den elektrostatischen Feldern der Kerne der beiden gebundenen Atome angezogen. In einem homonuklearen Molekül wie O2 werden die Bindungselektronen gleichmäßig von den beiden Atomen geteilt. Im Allgemeinen werden jedoch Unterschiede in den Größen und Kernladungen der Atome dazu führen, dass eine von ihnen eine größere Anziehungskraft auf das Bindungspaar ausübt, wodurch die Elektronenwolke in Richtung des stärker anziehenden Atoms verschoben wird.

Elektronegativität Die Elektronegativität eines Atoms bezeichnet seine relative elektronenanziehende Kraft in einer chemischen Bindung. Es ist wichtig zu verstehen, dass Elektronegativität keine messbare Eigenschaft eines Atoms in dem Sinne ist, dass Ionisierungsenergien und Elektronenaffinitäten sind, obwohl sie mit diesen beiden Eigenschaften korreliert werden können. Die tatsächliche Elektronenanziehungskraft eines Atoms hängt zum Teil von seiner chemischen Umgebung ab (dh von den anderen Atomen, an die es gebunden ist), so dass tabellarisierte Elektronegativitäten nur als Prädiktoren für das Verhalten von Elektronen betrachtet werden sollten, insbesondere in mehr komplizierte Moleküle. Es gibt mehrere Möglichkeiten, Elektronegativitäten zu berechnen, die in einem willkürlichen Maßstab ausgedrückt werden. Das Konzept der Elektronegativität wurde von Linus Pauling vorgestellt und seine 0-4-Skala ist nach wie vor die am weitesten verbreitete.

Die 0-4 Elektronegativitätsskala von Pauling ist die bekannteste von mehreren willkürlichen Skalen dieser Art. Die Elektronegativitätswerte sind nicht direkt beobachtbar, sondern stammen aus messbaren atomaren Eigenschaften wie -1-

Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität. Der Ort eines jeden Atoms auf dieser Skala liefert einen guten Hinweis auf seine Fähigkeit, mit einem anderen Atom zu konkurrieren, indem es ein geteiltes Elektronenpaar anzieht, aber die Anwesenheit von Bindungen zu anderen Atomen und von mehr- oder nichtbindenden Elektronenpaaren kann Vorhersagen treffen die Natur eine gegebene Bindung weniger zuverlässig.

Dipolmomente Wenn nicht identische Atome in einer kovalenten Bindung verbunden sind, wird das Elektronenpaar stärker an das Atom mit der höheren Elektronegativität angezogen. Folglich werden die Elektronen nicht gleichmäßig geteilt; Das Zentrum der negativen Ladungen im Molekül wird vom Zentrum der positiven Ladung verschoben. Solche Bindungen werden als polar bezeichnet und besitzen teilweise ionischen Charakter, und sie können dem Molekül als Ganzes eine polare Natur verleihen.

Ein polares Molekül wirkt als ein elektrischer Dipol, der mit elektrischen Feldern interagieren kann, die künstlich erzeugt werden oder die von benachbarten Ionen oder polaren Molekülen stammen. Dipole werden üblicherweise als Pfeile dargestellt, die in Richtung des negativen Endes zeigen. Die Stärke der Wechselwirkung mit dem elektrischen Feld ist durch das permanente elektrische Dipolmoment des Moleküls gegeben. Das Dipolmoment, das einer einzelnen Bindung (oder einem zweiatomigen Molekül) entspricht, ist gegeben durch das Produkt der Ladungsmenge q, die verdrängt wurde, und der Bindungslänge r:

μ=×

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In SI-Einheiten wird q in Coulomb und r in Metern ausgedückt, so dass μ die Dimensionen von C⋅m hat. Wenn eine ganze Elektronenladung um 100 pm verschoben ist (eine typische Bindungslänge), dann

μ = (1,6022 × 10 & ndash; 19 C) × (10 & ndash; 10 m) = 1,6 × 10 & ndash; 29 & mgr; m = 4,8 D

Wie Dipolmomente gemessen werden Wenn eine Lösung polarer Moleküle zwischen zwei entgegengesetzt geladenen Platten platziert wird, neigen sie dazu, sich entlang der Richtung des Feldes auszurichten. Dieser Prozess verbraucht Energie, die bei ausgeschaltetem Feld in den Stromkreis zurückkehrt, ein Effekt, der als elektrische Kapazität bekannt ist.

Die Messung der Kapazität eines Gases oder einer Lösung ist leicht durchzuführen und dient als Mittel zur Bestimmung der Größe des Dipolmoments einer Substanz.

Formale Ladung und Oxidationszahl Obwohl die Gesamtzahl der Valenzelektronen in einem Molekül leicht berechnet werden kann, gibt es nicht immer einen einfachen und eindeutigen Weg, um zu bestimmen, wie viele in einer bestimmten Bindung oder als nicht bindende Paare an einem bestimmten Atom vorliegen. Zum Beispiel kann man gültige Lewis-Oktett-Strukturen für Kohlenmonoxid schreiben, die entweder eine Doppel- oder eine Dreifachbindung zwischen den zwei Atomen zeigen, abhängig davon, wie viele nichtbindende Paare auf jedem angeordnet sind: C :: O ::: und: C ::: O :. Die Wahl zwischen solchen Strukturen ist normalerweise leicht zu treffen, weil das elektronegativere Atom dazu neigt, sich mit der größeren Anzahl von Elektronen zu umgeben. In Fällen, in denen die -3-

Unterscheidung zwischen konkurrierenden Strukturen nicht ganz klar ist, kann eine willkürlich berechnete Menge, die als formale Gebühr bekannt ist, oft als Richtschnur dienen.

Die formale Ladung eines Atoms ist die elektrische Ladung, die es hätte, wenn alle Bindungselektronen gleichmäßig mit seinen gebundenen Nachbarn geteilt würden.

Verwenden der formalen Ladung zur Auswahl der besten Lewis-Struktur Die allgemeine Regel für die Wahl zwischen alternativen Strukturen lautet, dass diejenige mit den kleinsten formellen Gebühren am meisten bevorzugt wird, obwohl das folgende Beispiel zeigt, dass dies nicht immer der Fall ist.

BEISPIEL KOHLENMONOXID Schreiben Sie einige Strukturen für Kohlenmonoxid CO auf, sowohl diejenigen, die die Oktettregel befolgen und nicht befolgen, als auch die "besten" auf der Grundlage der formalen Gebühren.

Lösung Struktur, die der Oktettregel folgt:

a) Für: C ::: O: Kohlenstoff: 4 - 2 - 3 = -1; Sauerstoff: 6 - 2 - 3 = +1

Strukturen, die nicht der Oktettregel (für Kohlenstoff) folgen:

-4-

b) Für: C: O ::: Kohlenstoff: 4 - 2 - 1 = +1; Sauerstoff: 6 - 6 - 1 = -1 c) Für: C :: O :: Kohlenstoff: 4-2 & ndash; 2 = 0; Sauerstoff: 6 - 4 - 2 = 0

Kommentar: Alle drei Strukturen sind akzeptabel (weil die formalen Ladungen für dieses neutrale Molekül null ergeben) und tragen zur Gesamtstruktur von Kohlenmonoxid bei, wenn auch nicht in gleicher Weise. Sowohl experimentelle als auch weiterentwickelte Modelle zeigen, dass die dreifach gebundene Form (a) vorherrscht. Formale Ladung, die nicht mehr ist als ein Buchhaltungssystem für Elektronen, kann diese Tatsache nicht selbst vorhersagen.

Die Elektronen in den Strukturen der obersten Reihe sind die Valenzelektronen für jedes Atom; Ein zusätzliches Elektron (lila) vervollständigt das Stickstoffoktett in diesem negativen Ion. Die Elektronen in der unteren Reihe sind gleichmäßig zwischen den gebundenen Atomen aufgeteilt; Der Unterschied zwischen diesen und den oben genannten Zahlen ergibt die formellen Gebühren.

Formale Ladung kann auch helfen, die Frage "Wo ist die Ladung lokalisiert?" Zu beantworten, die häufig nach mehratomigen Ionen gefragt wird. Wenn Sie also die Lewis-Struktur für das Ammoniumion NH4 + ausschreiben, sollten Sie sich davon überzeugen können, dass das Stickstoffatom eine formale Ladung von +1 hat und jeder der Wasserstoffatome 0 hat, sodass wir sagen können, dass die positive Ladung lokalisiert ist das Zentralatom.

Oxidationszahl

Dies ist ein weiterer willkürlicher Weg zur Charakterisierung von Atomen in Molekülen. Im Gegensatz zur formalen Ladung, bei der die Elektronen in einer Bindung als gleichwertig angenommen werden, ist die Oxidationszahl die elektrische Ladung, die ein Atom hätte, wenn die Bindungselektronen -5-

ausschließlich dem elektronegativeren Atom zugeordnet würden. Die Oxidationszahl dient hauptsächlich als Werkzeug zur Verfolgung von Elektronen in Reaktionen, in denen sie zwischen Reaktanten ausgetauscht werden, und zur Charakterisierung der "Kombinationskraft" eines Atoms in einem Molekül oder Ion.

Ionische Verbindungen Das von Lewis vorgestellte Elektronenpaar-Modell zeigte, wie sich chemische Bindungen in Abwesenheit elektrostatischer Anziehung zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen bilden können. Als solches ist es das populärste und allgemein nützliche Modell der Bindung in allen anderen Substanzen außer Metallen geworden. Eine chemische Bindung tritt auf, wenn Elektronen gleichzeitig an zwei Kerne angezogen werden, wodurch sie in einer energetisch stabilen Anordnung miteinander verbunden werden.

Die resultierende Substanz soll manchmal eine ionische Bindung enthalten. Tatsächlich können die Eigenschaften einer Reihe von Verbindungen unter Verwendung des Ionenmodells ausreichend erklärt werden. Aber bedeutet das, dass es wirklich zwei Arten von chemischen Bindungen gibt, ionische und kovalente? Nach dem ionischen elektrostatischen Modell bestehen Feststoffe wie NaCl aus positiven und negativen Ionen, die in einem Kristallgitter angeordnet sind. Jedes Ion wird von benachbarten Ionen mit entgegengesetzter Ladung angezogen und von Ionen gleicher Ladung abgestoßen; Diese Kombination von Anziehung und Abstoßung, die in alle Richtungen wirkt, bewirkt, dass das Ion an seiner eigenen Stelle im Kristallgitter fest fixiert ist.

Die elektrostatischen Kräfte sind ungerichtet, die Struktur eines ionischen Festkörpers wird rein durch die Geometrie bestimmt: Zwei Arten von Ionen, jede mit ihrem eigenen Radius, werden in jedes sich wiederholende Muster fallen, um die niedrigstmögliche potentielle Energie zu erreichen. Überraschenderweise gibt es nur eine kleine Anzahl von möglichen Strukturen; -6-

Eines der gebräuchlichsten von ihnen, das einfache kubische Gitter von NaCl, ist hier gezeigt.

Gibt es so etwas wie eine Ionenbindung? Wenn zwei Elemente eine ionische Verbindung bilden, wird ein Elektron tatsächlich von einem Atom verloren und auf das andere übertragen? Um diese Frage zu beantworten, betrachten Sie die Daten zum ionischen Festkörper LiF. Der durchschnittliche Radius des neutralen Li-Atoms beträgt etwa 2,52 Å. Wenn nun dieses Li-Atom mit einem Atom von F zu LiF reagiert, wie groß ist der durchschnittliche Abstand zwischen dem Li-Atom und dem Elektron, das er zum Fluoratom "verloren" hat? Die Antwort ist 1.56Å; das Elektron ist jetzt näher am Lithiumkern als im neutralen Lithium!

Also ist die Antwort auf die obige Frage sowohl Ja als auch Nein: Ja, das Elektron, das sich jetzt im 2s-Orbital von Li befindet, ist jetzt im Griff eines Fluor2p-Orbitals, aber nein, das Elektron ist jetzt noch näher am Li-Kern als vorher, also wie kann es "verloren" sein? Die eine Sache, die bei LiF unbestreitbar wahr ist, ist, dass sich mehr Elektronen näher an positiven Kernen befinden als in den getrennten Li- und F-Atomen. Aber das ist nur die Regel, die wir zu Beginn dieser Einheit aufgestellt haben: chemische Bindungen bilden sich, wenn Elektronen gleichzeitig in der Nähe von zwei oder mehr Kernen sein können.

Es ist offensichtlich, dass die Elektronenpaarbindung diese Situation verursacht, und dies ist der Grund für die Stabilität der kovalenten Bindung. Was nicht so offensichtlich ist (bis man sich die Zahlen ansieht, die für LiF oben zitiert werden) ist, dass die "ionische" Bindung die gleiche Bedingung ergibt; selbst in den am stärksten ionischen Verbindungen sind beide Elektronen nahe bei beiden Kernen und die sich ergebenden gegenseitigen Anziehungen binden die Kerne zusammen. Ist da wirklich ein grundlegender Unterschied zwischen der ionischen und der kovalenten Bindung?

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Die Antwort nach dem modernen chemischen Denken ist wahrscheinlich "nein"; Tatsächlich stellt sich die Frage, ob es realistisch ist zu berücksichtigen, dass diese Feststoffe im üblichen Sinne aus "Ionen" bestehen. Das bevorzugte Bild, das aufzutauchen scheint, ist eines, in dem die Elektronenorbitale benachbarter Atompaare einfach verzerrt sind, um mehr Elektronendichte um das "negative" Element als um das "positive" Element herum anzuordnen.

Es muss noch einmal betont werden, dass das Ionenmodell der Bindung für viele Zwecke nützlich ist, und es ist nichts falsch daran, den Ausdruck "Ionenbindung" zu verwenden, um die Wechselwirkungen zwischen den Atomen in der sehr kleinen Klasse von Ionen zu beschreiben Feststoffe "wie LiF und NaCl.

"Kovalent, ionisch oder metallisch" ist eine zu starke Vereinfachung! Wenn es keine "vollständig ionische" Bindung gibt, können wir eine haben, die vollständig kovalent ist? Die Antwort ist ja, wenn die zwei Kerne gleiche Elektronen anziehende Kräfte haben. Diese Situation ist bei homonuklearen zweiatomigen Molekülen - Molekülen bestehend aus zwei identischen Atomen garantiert. In Cl2, O2 und H2 muss also die Elektronenverteilung zwischen den zwei identischen Atomen genau sein; in solchen Molekülen entspricht das Zentrum der positiven Ladung genau dem Zentrum der negativen Ladung: auf halbem Wege zwischen den beiden Kernen.

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