Molekülgeometrie und Molekülorbitale PDF

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Summary

Wintersemester 2016/17
VO Allgemeine Chemie (Pharmazie)
Zusammenfassung von Unterlagen + Mitschrift
zusätzliche Quelle: Mortimer Chemie...

Description

Molekülgeometrie und Molekülorbitale Valenzstrichformen:   

= Lewis Formeln beschreiben die Anordnung der Valenzelektronen in einem Molekül zweidimensional

Problem: Molekülgestalt = dreidimensional

VSEPR-Theorie VSEPR = Valence Shell Electron Pair Repulsion = Valenzschalenabstoßung 

ermöglicht Voraussagung über die Molekülanordnung o wir betrachten das Zentralatom A, an das mehrere Atome gebunden sind o wir betrachten bindende und nicht bindende Elektronenpaare der Valenzschale des ZENTRALATOMS



da Elektronen und Elektronenpaare negativ geladen, stoßen sie einander gegenseitig ab & ordnen sich daher so weit wie möglich voneinander entfernt an o der energetisch niedrigste Zustand entspricht jener Anordnung, wo die Elektronenpaare am weitesten voneinander entfernt sind

  

alle Valenzelektronen von A werden berücksichtigt auch nicht bindende Elektronenpaare tragen zur Molekülgestalt bei Molekülgestalt selbst wird nur durch die Anordnung der Atomkerne bestimmt

Bindendes Paar (Bonding Pair)

„BP“

Nicht bindendes Paar (Lone Pair)

„LP“

 Mehrfachbindungen werden wie (etwas größere) Einfachbindungen behandelt  nicht bindende Elektronenpaare des Zentralatoms bestimmen die Molekülgestalt o da LP’s mehr Platz brauchen, ist der reale Wert kleiner als der (berechnete) Erwartungswert o LP’s werden in der Äquatorialebene angeordnet, da sie dort mehr Platz haben

Bindungswinkel:  siehe Folien!!

Aldehyd  

Verbindung, die C, O und H aufweist immer trigonal planar  Bindungswinkel = 120°

R – C(O) – H

Keton  

R – C(O) – R immer trigonal planar  Bindungswinkel = 120°

Alle organischen Verbindungen mit vier Einfachbindungen am Kohlenstoff haben eine tetraedische Struktur mit einem Bindungswinkel von 109,5° (nicht 90°!!!!). Alle Oxoanionen mit vier Sauerstoffatomen sind tetraedisch (Bindungswinkel = 109,5°), z.B. SO42-, PO43-, CIO4- etc. Organische Moleküle sind prinzipiell tetraedisch (BW = 109,5°), trigonal planar (120°) oder linear (180°).

Valence-Bond-Theorie = Eine kovalente Bindung entspricht einem gemeinsamen Elektronenpaar, das durch „Überlappung“ von Atomorbitalen die beiden Bindungspartner zustande kommt. = das gemeinsame Elektronenpaar entspricht einem gemeinsamen Orbital (σ oder π), das durch zwei Elektronen besetzt wird. Dies entspricht einer Wellenfunktion, die sich als Lösung der Schrödinger-Gleichung ergibt mit zwei beteiligten Atomkernen. Bsp.: CH4  

durch Anheben (Promotion) eines s-Elektrons von C in das noch freie p2-Orbital sind alle Orbitale einfach besetzt durch Vermischen (Hybridisierung) der vier Orbitale (s und p) bekommt man vier gleichartige „Hybridorbitale“

 genauere Erklärung siehe Folien

Hybridisierung:   

mathematische Umformung von Wellenfunktionen (Atomorbitalen) keine Änderung der Gesamtenergielage der Orbitale die Anzahl der Hybridorbitale ist gleich wie die Anzahl der „Startorbitale“

 folgende Folien lernen!

σ-Bindungen: Überlappung der Orbitale führt zu einer erhöhten Elektronendichte entlang der Bindungsachse δ-Bindungen: hier brauchen wir mehr Valenzelektronen, daher nur in der anorganischen Chemie

Zusammenfassung VB-Theorie:     

Valenzelektronenverteilung in einem Molekül wird durch eine „richtige“ Lewis-Formel beschrieben den bindenden und nicht bindenden Elektronenpaaren in einem Molekül entspricht eine VSEPR dreidimensionale Gestalt den Atomen dieser 3D-Anordnung werden passende Hybridorbitale (sp, sp², sp³) zugeordnet Überlappung von s- und s-Hybridorbitalen führt zu σ-Bindungen (Einfachbindungen) Überlappung bei der Hybridisierung nicht berücksichtigten p-Orbitalen führt zu πBindungen (Doppel- und Dreifach-Bindungen)

aber: wenn die Beschreibung eines Moleküls durch die Lewis-Formel „falsch“ ist, versagt auch die VB-Interpretation

Molekül-Orbital-Theorie (MO-Theorie) 

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Die Atomorbitale (nicht Hybridorbitale) aller Atome in einem Molekül werden überlagert durch Linearkombinationen zu Molekülorbitalen (MO). Die Gesamtzahl der Orbitale bleibt dabei unverändert. Positive Überlagerung (Interferenz) führt zu bindenden MO, negative Interferenz zu antibindenden MO. Alle Elektronen aller Atome des Moleküls besetzen die MO nach dem Aufbau-Prinzip.

 MO-Schemen siehe Folien zur Veranschaulichung (kommen aber nicht zur Prüfung)!

Gibt es ein He2 – Molekül?  Nein, He ist monoatomar, da He 2 Valenzelektronen hat und somit schon den Edelgaszustand erreicht hat, ist zufrieden mit sich selbst und hätte keinen Vorteil, wenn es an zweites He gebunden wäre....