AC Chemieauffrischung Teil 3
einfache Moleküle, Molekülzeichnungen mit Elektronenpaarabstossungsmodell, Zwischenmolekulare Kräfte
einfache Moleküle, Molekülzeichnungen mit Elektronenpaarabstossungsmodell, Zwischenmolekulare Kräfte
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Lernkarten
Wie wird die Einfachbindung (der kovalenten Bindung) auch noch genannt?
Sigma-Bindung
Was geschieht bei einer Sigmabindung?
Bei dieser kovalenten Bindung entsteht aus zwei halb besetzten Valenzorbitalen ein gemeinsames Elektronenpaar.
Wie nennt man die Energie, die bei einer Elektronenpaarbindung entsteht?
Bindungsenergie
Für welche Perioden gilt die Oktettregel streng?
Erste und zweite Periode
Was sind Radikale?
Moleküle, die eine ungerade Anzahl von Valenzelektronen besitzen und somit besonders reaktionsfreudig sind. (Bsp: NO --> 5 vom N und 5 vom O = 11)
Was wird mit der Lewis-Formel dargestellt?
Verteilungsmuster der Valenzelektronen
Auf welche Verbindungen lässt sich die Lewis-Schreibweise NICHT anwenden und weshalb?
Sie lässt sich nicht auf die Verbindungen der Übergangsmetalle anwenden, da hier die d- und f- Valenzelektronen vorkommen.
Durch welche Bindungen wird eine Doppelbindung erzeugt?
1 Sigma-Bindung und 1 Phi-Bindung
Durch welche Bindungen wird eine Dreifachbindung erzeugt?
1 Sigma- und 2 Phi-Bindungen
Wie kann die Anzahl der bindenden Elektronen errechnet werden?
Summe der einfach besetzten Orbitale mit 2 dividieren.
Welche Anordnung und Winkel wird in den folgenden Formationen eingenommen:
- 2 Bindungen / freie Elektronenpaare
- 3 Bindungen / freie Elektronenpaare
- 4 Bindungen / freie Elektronenpaare
- 2 Bindungen / freie Elektronenpaare: lineare Anordnung der Hybridorbitale, 180°
- 3 Bindungen / freie Elektronenpaare: trigonal/planare Anordnung der Hybridorbitale, 120°
- 4 Bindungen / freie Elektronenpaare: tetraedrische Anordnung der Hybridorbitale, 109.5°
Nenne 3 Arten von zwischenmolekularen Kräften, sowie eine Gemeinsamkeit und Unterschied dieser 3 Kräfte.
- Dipol-Dipol-Wechselwirkungen (DDWW)
- Wasserstoffbrücken (H-Brücken)
- Van-der-Waals-Kräfte (VdW-Kräfte)
Gemeinsamkeit: Ladungsverschiebung der Elektronen in der Atomhülle
Unterschied: starke permanente Dipole bis schwache spontane Dipole
Wann entsteht eine Dipol-Dipol-Wechselwirkung?
Dipole entstehen dann, wenn sich auf einer Seite des Moleküls mehr Elektronen befinden als auf der anderen. Eine Seite ist negativ-, die andere Seite positiv geladen.
Welche zwei Aspekte müssen für eine Dipol-Dipol-Bindung erfüllt sein?
1. Es muss ein permanentes Dipol vorliegen (eine Seite partiell negativ-, die andere partiell positiv geladen sein).
2. Das Molekül darf nicht symmetrisch sein - darf sich nicht nur zwischen innen und aussen unterscheiden lassen.
Was ist die Elektronegativität (EN)?
Mass für die Fähigkeit der Atome, bindende Elektronen anzuziehen.
Die EN steigt wenn....?
wenn die Rumpladung zunimmt oder der Rumpfdurchmesser abnimmt (im PSE von links nach rechts zunehmend, von oben nach unten abnehmend)
Welche der 3 zwischenmolekularen Kräfte ist die stärkste?
- Dipol-Dipol-Wechselwirkungen
- Wasserstoffbrücken (stärkste)
- Van-der-Waals-Kräfte
Nenne 4 Voraussetzungen für typische Wasserstoffbrücken
1. permanente Dipole (eines der Elemente N, O, F muss vorhanden sein)
2. Element Wasserstoff muss als Donor beteiligt sein
3. ein freies Elektronenpaar muss als Akzeptor beteiligt sein
4. die Geometrie muss annährernd 180° betragen (H-Brücken gehen nicht ums Eck)
--> alle 4 müssen erfüllt sein, ansonsten kommt keine Wasserstoffbrücke zustande
Wie funktionieren Van-der-Waals-Kräfte?
Van-der-Waals-Kräfte sind zwischenmolekulare Kräfte, hervorgerfen durch eine zufällig asymmetrische Verteilung der Elektronen in der Atomhülle. Es entsteht ein schwacher Dipol, der in anderen Atomen auch einen Dipol erzeugt, bzw. induziert. Es handelt sich hier nicht um permanente Dipole, sondern um spontan entstehende und zerfallende Dipole.
Durch was zeichnen sich starke VdW-Kräfte aus? Was bedeutet das für die Seide- und Schmelzpunkte?
- grosse Anzahl von Elektronen (hier zählen alle Elektronen, nicht nur Valenzelektronen)
- grosse Kontakflächen der Moleküle (Grösse der Teilchen)
--> Die Siede- und Schmelzpunkte nehmen zu, wenn die VdW-Kräfte zunehmen.
Von was hängt die Mischbarkeit zweier molekular gebauter Stoffe ab?
Wie lässt sich das Lösungsverhalten von molekularen Stoffen beschreiben?
Die Mischbarkeit hängt von den zwischenmolekularen Kräften ab.
Lösungsverhalten von molekularen Stoffen: Gleiches zu Gleichem. Bsp: Wasser und Öl lassen sich nicht meiteinander mischen da Wasser H-Brücken - und Öl Van-der-Waals-Kräfte erzeugt.
Wodurch wird die physikalische Eigenschaft eines Stoffes bestimmt?
Durch die Stärke der zwischenmolekularen Kräfte.
Strukturformel
In der Strukturformel sind alle Atome durch ihre Elementsymbole und die Atombindungen durch Stricke markiert. Zum Beispiel:
H --- H, H --- Cl
Summenformel
In der Summenformel werden die Atome eines Moleküls addiert und ihre Anzahl durch eine am Elementsymbol tief gesetzte Ziffer dokumentiert. Zum Beispiel:
NH3, CH4
Molekülmasse
Hierbei wird zwischen zwei Grössen unterschieden:
- relative Molekülmasse Mr, sie ist dimensionslos. Ergibt sich durch die Addition der bekannten Atommassen des Periodensystems. Die Masseninheit 1 ist auch hier 1/12 der Masse des Kohlenstoffisotops.
- molare Masse Mm (Molmasse), welche die Einheit g/mol oder g x mol-1 hat, wird vom Periodensystem abgelesen
--> Die Zahlenwerte stimmen jedoch überein
Bindungslänge
Als Bindungslänge wird der mittlere Abstand zwischen den Atomkernen bezeichnet. die Angabe erfolgt in nm oder pm
(1nm = 10-9 m, 1pm = 10-12 m). Die Werte liegen zwischen 0,07 und 0,3 nm (70 - 300pm). Sie lassen sich durch Röntgenstrukturanalyse und mit Hilfe von Schwingungsspektren bestimmen.
Was ist eine Hybridisierung?
Als Hybridisierung bezeichnet man den Vorgang vom "mischen" von Orbitalen mit unterschiedlichen Nebenquantenzahlen. Die hybridisierten Orbitale sind dann energiegleich.
Richtwerte Bindungslänge und Bindungsenergie
- Bindungslänge: 0,1nm
- Bindungsenergie: 400 kJ/mol
Was ist die Koordinationszahl?
Als Koordinationszahl bezeichnet man die Anzahl der nächsten Nachbarn eines Ions in einem Ionenkristall bzw. die Anzahl der an ein Zentralatom direkt gebundenen Atome in einem Komplex. Am häufigsten treten die Koordinationszahlen 4 und 6 auf wobei auch 2,3,8 und 12 auftreten. Die Koordinationszahl ist vom Radienverhältnis der Ionen abhängig.
Die Angabe der Koordinationszahl erfolgt in eckigen Klammern. Beispiel Steinsalz: Na[6]Cl[6
