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Chemistry

University, School

Gymnasium Köln

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Bindungsvorgang:







zwei einfach besetzte Atomorbitale (AO) überlappen und es bildet sich ein doppelt besetztes Molekülorbital (MO)

die Anzahl der einfach besetzten AO in einem Atom entspricht der Anzahl der maximal möglichen Bindungen



alle möglichen Bindungen werden auch geknüpft maximaler Energiegewinn



oft bilden sich geschlossene Atomverbände (Moleküle)



Die Anzahl der möglichen Bindungen ergibt sich aus der Hund´schen Regel:



Mehrfachbindung:

Fast nur bei Elementen der 2. Periode (C,N,O)

Summenformel

Strukturformel

H2


HCl


H2O


NH3


O2


N2H4


HNO


PCl3


HClO


Summenformel: z.B.: H2, HCl, H2O, NH3,

gibt keine Informationen über den Aufbau des Moleküls!

Strukturformel: Schreibweise mit Bindungsstrichen (Lewis-Schreibweise)



Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)



ermöglicht die geometrische Struktur in einem Molekül vorauszusagen



  1. da Elektronenpaare einander abstoßen, ordnen sie sich so, dass sie maximale Entfernung voneinander haben

  2. Mehrfachbindungen haben einen ähnlichen Platzbedarf, wie Einfachbindungen

  3. nichtbindende Elektronenpaare haben einen erhöhten Platzbedarf



Hybridisierung:

ein Modell, um real existierende Bindungsverhältnisse besser verstehen zu können

Kohlenstoff laut Hund’scher Regel



durch das Verschmelzen mehrerer Orbitale entstehen neue energiegleiche Orbitale, sogenannte Hybridorbitale

Vorteil? Energiegewinn!!

Kohlenstoff:
s p p p

- Hybridisierung

Beispiele:
C ist „immer“hybridisiert



Ab der 3. Periode:

  • Einbeziehung er d-Orbitale möglich

  • Hybridisierung nur in Verbindungen mit elektronegativeren Bindungspartnern – nie mit Wasserstoff

  • Maximale Bindungsanzahl = Anzahl der Valenz e-



polarisierte Bindung

  • Eine polarisierte kovalente Bindung tritt bei Atomen mit einer EN Differenz > 0,3 auf

  • Grund: die e- werden vom elektronegativeren Element stärker angezogen

  • Teilladungen werden alsdargestellt



  • Polares Molekül (Dipol): der Schwerpunkt de negativen Teilladung und der Schwerpunkt der positiven Teilladungen fallen nicht zusammen



Jedes polare Molekül muss polarisierte Bindungen enthalten, aber nicht jede Verbindung mit polarisierten Bindungen ist auch ein polares Molekül bzw.

Dipol





  • Zwischen einzelnen Dipolen wirken starke Kräfte, die hohe Schmelz- und Siedepunkte zur Folge haben

  • Weitere Dipole: NH3, HF, H2S, CCl4

Nebenvalenzen



Nebenvalenzen: schwache Bindungskräfte zwischen einzelnen Molekülen



  • van der Waals – Kräfte

Kraft zwischen unpolaren Molekülen, schwächste Nebenvalenz



  • Dipol-Dipol Wechselwirkung

wirkt zwischen Dipolmolekülen, abhängig von Dipolstärke

  • Wasserstoffbrückenbindung

Wirkt zwischen einem positiv polarisierten H-Atom und einem negativ polarisierten Atom mit nicht bindenden Elektronenpaaren, stärkste Nebenvalenz

  • H-Brücken sind für hohe Siedepunkte verantwortlich

  • H-Brücken stabilisieren z.B.

    Eiweißmoleküle in der DNA



Siedepunkte:

  • abhängig von der Molekülmasse und der stärke der Nebenvalenzkräfte

Löslichkeit:

  • „Ähnliches löst Ähnliches“

  • Polare Stoffe sind in polaren Lösungsmitten, unpolare Stoffe in unpolaren Lösungsmitteln löslich

  • hydrophil (=lipophob): leicht wasserlöslich, meist polare Stoffe

  • hydrophob (=lipophil): wasserunlöslich, meist unpolare Stoffe



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