Chemie Erste Klausur Lernset PDF

2.2 Elektronenkonfiguration und vollständiges Periodensystem 2.2.2 Das Aufbauprinzip und die Elektronenkonfiguration Das Aufbauprinzip Der Gang der Orbitalenergien Die Elemente wurden im Periodensystem der ElementeJedes neu zur Atom...

2.2 Elektronenkonfiguration und vollständiges Periodensystem 2.2.2 Das Aufbauprinzip und die Elektronenkonfiguration Das Aufbauprinzip Der Gang der Orbitalenergien Die Elemente wurden im Periodensystem der ElementeJedes neu zur Atomhülle hinzugefügte Elektron sucht den Zustand geringster Energie. Deshalb werden die s, (w Buchdeckel) nach steigender Protonenzahl geord- net. Dadurch tauchten Ähnlichkeiten im chemischen P-,d-und f-Orbitale eines Atoms in Richtung steigender Verhalten einiger Elemente, z. B. der Alkalimetalle oder Energie mit Elektronen besetzt. Folgt man den Pfeilen im Halogene, periodisch auf. Dieskann laut NIELS B HR mit Merkschema der Orbitalenergien, kann man die Rei hilfe der Eigenschaften der Atomhülle erklärt werder henfolge der Besetzung der Orbitale mit Elektronen he. Hierfür entwickelte er das Aufbauprinzip (M1). Es wird aslesen(B2).Dem verwendet, um die Verteilung der Elektronen in der Hül- Merkschema liegen die le eines Atoms oder Atom-lons im Grundzustand zu er- Energien der Atomorbita- itteln. Laut Aufbauprinzip folgt das Auffüllen der Jezugrunde 6d Atomhülle mit Elektronen bestimmten Besetzungsre- 2.1.2). Hier fällt auf, das geln. d-Orbitaleenergetisch höher liegen als die s-Or- 4 es Das PAULI-Prinzip bitale der höheren Haupt- *4R, quantenzahl, z.B. liegt das Das PAUL-Prinzip besagt, dass sich Elektronen, die vol- 3d- Orbital (n = 3) ener- lig gleiche Eigenschaften besitzen, nicht am gleichen Ort getisch höher als das 4s- aufhalten können. Das bedeutet, dass sich die Elekti Orbital (n = 4). Demnach in der Hülle eines Atoms oder Atom-lons, deren wird das 4s-Orbital auch Aufenthaltsorte durch die vier Quantenzahlen beschrie- vor dem 3d-Orbital mitB2 Merkschema der ben werden (w Kap. 2.1.3), in mindestens einer dieser Elektronen besetzt. Orbitalenergien Quantenzahlen unterscheiden müssen. Elektronen mit gleicher Hauptquantenzahl n gehören zu einer Energie- Die HUNDsche Regel d haben den gleichen Abstand vom Atomkern. Habén sie zusätzlich die gleiche Nebenquantenzahl I, Stehen für ein Elektron mehrere Orbitale mit gleicher befinden sie sich auf der gleichen Unterenergiestufe. Ihr Energie zur Auswahl, gilt die UNDscheRegel Sie besag, Aufenthaltsbereich um den Atomkern (w Orbital, Kap. dass energiegleiche Atomorbitale, also Atomorbitale der 112) hat die gleiche Form und Energie. Wird ein äußeresgleichen Unterenergiestufe, zunächst nacheinander mit agnetfeld angelegt, nehmen die Orbitale eine unter- pem Elektron besetzt werden, wobei der Spin der Elek- schiedliche räumliche Orientierung ein. Sie sind nicht tronen stets parallel (Pfeilrichtung 1)is mehr energiegleich. Elektronen, die jedoch die gleiche Elektronen des Stickstoff-Atoms befinden sich drei im Magnetquantenzahl m haben, befinden sich in Orbita- len mit gleicher räumlicher Orientierung. Jedes der Or- 2p-Orbital. Diese besetzen jeweils ein Orbital mit der bitale kann von maximal zwei Elektronen besetzt wer selben Richtung des Spins (B3, links). Bei Atomen, die den. Nach dem PAUL-Prinzip müssen sich Elektronen im mehr Elektronen enthalten, wird in gleicher Reihenfolge gleichen Orbital in ihrer Spinquantenzahl s unterschei- das jeweils zweite Elektron mit entgegengesetztem Spi den (B1). Sie haben entgegengesetzten S in das jeweilige Atomorbital geschrieben (B3, rechts). Energie Elektronen- Energie 1h anzahl 2 12P 2 | 25 -1, 0, +1 2 )8 1| 1s -1, 0, +1 3 -2 -2, -1,0, +1, +2 5 HUNoschen Regel für ein Stickstoff- (h Sauerstoff-der(rechts) B3nd einDarstellung B1 Elektronenanzahien bei den ersten drei Hauptqua zahlen 36 J CN UL IvaL I  Elektronenkonfiguration und vollständiges Periodensystem 2.2 Die Elektronenkonfiguration von Atomen Die Verteilung der Elektronen in die energiegleichen p und Atom-lonen Orbitale geht nur aus der Kästchenschreibweise hervor Jede Kombination der vier Quantenzahlen ergibt eine (B4). Hierbei wird jedes Atomorbital in Form eines qua- bestimmte Elektronenkonfiguration (EK). Durch sie dratischen des Kästchens dargestellt und unter Beachtung PAUL-Prinzips und der HUNDschen Regel wird die Verteilung der Elektronen in der Atomhülle auf Elektronen befüllt ( FM Kap. 2.2.4). l verschiedene Energieniveaus bzw. Aufenthaltsräume ( Arbeitsblatt zur Elektronenkonfiguration angegeben. Unter Berücksichtigung der Besetzungsre- QR 06042-059) geln lassen sich die Elektronenkonfigurationen für belie- bige Atome und Atom-lonen aus dem Periodensystem Elektronen- entwickeln. Wie werden Elektronenkonfigurationen an- iement konfiguration C 5CAi gegeben? 1s Darstellungen der Elektronenkonfiguration He L5 1s’ 25' In einer Darstellung der Elektronenkonfiguration werden 1s 2s die Haupt- und die Nebenquantenzahlen angegeben und die Anzahl der Elektronen einer Unterenergiestufe 1s’ 25’ 2p als Exponent notiert (M2). Die acht Elektronen eines s’ 25’ 2p Sauerstoff-Atoms verteilen sich beispielsweise auf die „s' 25’ 2p 1s-, die 25- und die 2p-Unterenergiestufe. Die Elektr 1s? 2s’ 2p“ nenkonfiguration ist demnach EK(O): 1s25 2p. Ein Oxid-lon hat im Vergleich zum Sauerstoff-Atom 5 5a ▇ zwei Elektronen mehr. Mit den beiden zusätzlichen Elek- Ne 1s 2s’ 2p conen werden die Orbitale der 2p-Unterenergiestufe B4 Elektronenkonfigurationen der Atome einiger Elemente in aufgefüllt. Die Elektronenkonfiguration des Oxid-lons der Kästchenschreibweise lautet deshalb EK(0-): 1s’252p. In der Kurzschreibweise kann für das Sauerstoff-Atom auch EK(O). (He]2s2p'und für das Oxid-lon EK(0-): Das Aufbauprinzip wird verwendet, um die He]25'2p geschrieben werden. Dabei ersetzt der Teil Verteilung der Elektronen in der Hülle eines in der eckigen Klammer die Elektronenkonfiguration des Atoms oder Atom-lons zu ermitteln. Hierfür Edelgas-Atoms der vorhergehenden Periode. [He) steht gelten bestimmte Besetzungsregeln, wie das omit stellvertretend für 1s, Diese Schreibweise ist vor PAUL-Prinzip, das Merkschema der Orbital allem für die Elektronenkonfiguration von Atomen bzw. energien und die UNDscheRegel. Durch die Atom-lonen mit vielen Elektronen sinnvoll, z.B. für ein Elektronenkonfiguration wird die Verteilung der Schwefel Atom. Dessen Elektronenkonfiguration EK(S). Elektronen in der Atomhülle angegebe 1s252p353p“ kann verkürzt als EK(S). (Ne) 35 3p“ angegeben werden, wobei [Nej für 1s252p steht. U ( T A1 Geben Sie die Elektronenkonfiguration für die Atome folgender Elemente in der Energie Kurzschreibweise und der Kästchenschreibweise an |1 a) Selen-Atom b) e n o - At o m c) Chlor-Atom A2 Die Elektronenkonfiguration eines Elements lautet EK (1s252p353p3 4s4p , Geben Sie das Element A3 Geben Sie die Elektronenkonfiguration des Aluminium-Atoms in der Kästchen- chreibweise an. Erläutern Sie die Besetzungsregeln anhand dieses Beispiels. A4 Ubernehmen Sie das Energiestufenschema B5 in Ihre Unterlagen. | a) Beschriften Sie die Unterenergiestufen b) Entscheiden Sie begründet, ob das dargestellte Energiestufenschema korreki B5 Energiestufenschema ist. Stellen Sie es gegebenenfalls in Ihren Unterlagen korigiert dan 1 ATO BAU UND ANALYTIK 37 2.2 Elektronenkonfiguration und vollständiges Periodensystem 2.2.3 Der Aufbau des Periodensystems Dle Einteilung des Periodensystems Energetisch begünstigte Orbitalbesetzung Die Stellung eines Elements im Periodensystem der Ele-Die Elektronenkontigura- Energie mente (PSE) lässt sich auf die Elektronenkonfigurationtion eines Kupfer-Atoms 5 (EK) von dessen Atomen zurückführen. Elemente, de- lautet EK(Cu):|ArJ4s'3d vie erwartet ren Atome analoge EKs der Valenzelektronen besitzen, und nicht 3p naben ähnliche chemische Eigenschaften und werden [ArJ4s3d. Diese Abwei- im PSE zu einer Gruppe zusammengefasst (B6). chung von der konti 2p Die Valenzelektronen von Alkalimetall- und Erdalkalilichen Auffüllung de metall-Atomen befinden sich in s-Orbitalen und gehö-Orbitale liegt daran, das ren daher zum s-Block, Kommt ein Valenzelektron zumdie Vollbesetzung de fünf d-Orbitale energe- p-Orbital hinzu, stehen die jeweiligen Elemente im p B7 Energiestufendiagramm Block. Die Elemente der s- und p-Blöcke werden zu dentisch günstiger ist, als ein hes Kupfer-Atom Hauptgruppen zusammengefasst. Die Periodennum- vollbesetztes 4s- und ein e bezeichnet die Energiestufe, die erst in dieser Peri- nicht vollständig gefülltes 3 -Orbital (B7). ode aufgefüllt wird. Das Element Stickstoff befindet sich beispielsweise in der 2. Periode. Die Valenzelektronen Die Stabilität von Metall-lonen des Stickstoff-Atoms besetzen daher bereits das 2p- Bei der d Jdung von Metall-lonen wird zuerst das Elekt- Bildu Orbital. Es gibt jedoch Ausnahmen von dieser Regel. ron aus dem energetisch tiefer liegenden 45-Orbital ab- i den Nebengruppen und den Lanthanoiden (Selte- gegeben. Dadurch hat ein Kupfer(l)-lon die EK(Cu"): Erden) und Actinoiden werden aus energetischen [Ar14s3 0. Die d-Orbitale sind weiterhin voll besetzt. Gründen zuerst die d- und f-Orbitale der vorhergeher Das Kupfer(II)-lon mit EK(Cu "Ar14s3 hat hinge- den Periodennummer aufgefüllt (B2). Sie bilden daher gen nur noch neun Elektronen in den d-Orbitalen. Auf- den d Block und den Block des PSE (B6). grund der energetisch günstigeren Vollbesetzung der d- Orbitale ist das Kupfer())-lon stabiler als ein Kupfer(II)- PCn lon. IV v IIvlI Auch eine Halbbesetzung der d-Orbitale iSt en ener getisch bevorzugter Zustand. Deshalb sind 1g u p Eisen(1I)-lonen mit EK(Fe '):Ar]4s3 -3p stabiler als Eisen(II)-lonen mit EK(Fe'): (ArJ4s3d. ( Arbeitsblatt QR 06042-063) S 4d -Sp- (-4 Sd- 6e * d -7p Elemente, deren Atome analoge EKs der Valenzelektronen besitzen, haben ähnliche chemische Eigenschaften und werden im PSE zu einer Gruppe zusammengefasst. In den Haupt auptgrup des s-Blocks Hauptgrups des p-Blocks gruppen werden die s- undip-Orbitale o aufgefüllt. Ubergangsmetalle f-Block-Metalle Bei Nebengruppen erfolgt zuerst die Auffüllung der d- und f-Orbitale. Deren Halb- und Vollbe- des d Rlo 6 Aufbau des Periodensyste setzung ist energetisch begünstigt. AUFGABEN A1 Die EK eines Element-Atoms lautet: d) „Die Eigenschaften des Elements mit der 1s252p353p453. angegebenen EK ähneln denen von Wolfram" a) Geben Sie das Element an Nehmen Sie Stellung zu dieser Aussage. b) Geben Sie die Kurzschreibweise der EK an. A2 Das bestándigste Mangan-lon ist das Mangan(II) C) Erläutern Sie, warum die EK nicht mit lon. Formulieren Sie die EK für das lon in der 1s’252p33p"453“ angegeben ist Kästchenschreibweise und erklären Sie daran dessen besondere Stabilität. 38 ATOMBAU UND ANALYTIK  Hinweise und Nachweise auf lonen. 3 spielsweise zum Nachweis von Salzen, die Halogenid- Die Blindprobe lonen (Hal) enthalten, verwendet (V4). Dabei bildet sich das schwerlösliche Silberhalogenid: In der analytischen Chemie werden Blindproben einge setzt, um die Funktionsfähigkeit der gewählten Nach- Ag“ (aq) + Hal (aq) AgHal (s) weismethode sicherzustellen (V4). Durch eine negative Blindprobe soll eine Verunreinigung Farblich sind die Niederschläge von Silberbromid, -iodid der und -chlorid nicht immer eindeutig zuzuordnen, jedoch Nachweisreagenzien ausgeschlossen werden. Hierfür pigen sie unterschiedliche Löslichkeit in Ammoniaklö- wird der Nachweis durchgeführt, ohne die nachzuweisķ sung (V5). Silberchlorid löst sich nach Zugabe von ver- de Substanz zuzugeben. Nur wenn der Nachweis negativ dünnter Ammoniaklösung, wodurch der weiße Nieder- ausfällt, sind die Reagenzien rein und enthalten die ge- suchte Substanz nicht. Beim Nachweis von Halogenid- schlag verschwindet. Silberbromid zeigt dieses Verhalten nur in konzentrierter Ammoniaklösung und Silberiodid lonen (V4) wird das Nachweisreagenz Silbernitratlösung löst sich nicht. zu destilliertem Wasser gegeben. Ist das Nachweisreagen: rein, bildet sich kein Niederschlag. Auch Carbonat-lonen bilden mit Sil- ber-lonen einen Niederschlag. Dieser Bei der positiven Blindprobe wird die nachzuweisende Substanz zum Nachweisreagenz gegeben. Die Nac löst sich nach Zugabe von Ammoniak- weisreaktion sollte eintreten. Tritt diese nicht ein, ist der lösung und im Gegensatz zu den Sil- berhalogeniden auch in Salpetersäure. Test unzuverlässig. Ein Grund hierfür können z. B. veral- Zudem kann Bariumchloridlösung als tete Nachweisreagenzien sein. Als positive Blindprobe für V4 kann eine wässrige Lösung von Natriumchlorid Nachweisreagenz für Carbonat-lonen mit Silbernitratlősung versetzt werden. Die Bildung eines genutzt werden. Dabei bildet sich ein weißen Niederschlages zeigt einen positiven Nachweis weißer Niederschlag aus Bariumcar- an. Folglich ist das Nachweisreagenz zum Nachweis für bonat (B4). Dieser löst sich nach Zu-B4 Barium- Chlorid-lonen geeignet. gabe von verdünnter salzsaurer Lö- carbonatnieder- ng unter Bildung von Kohlenstoff-schlag dioxid wieder auf. Nachweisverfahren lassen sich in Gasentwick-e lungsreaktionen, Farbreaktionen und Fällungs- Hinweise und Nachweise eaktionen unterscheiden. Die namensgebende Beobachtung lässt Rückschlüsse auf die Verschiedene lonenarten können ähnlich reagieren. lo- atersuchte Substanz zu. Können lonen in nennachweise sind folglich nicht immer ganz eindeutig einer Lösung nicht eindeutig identifiziert, bzw. spezifisch. Beim Versetzen einer halogenidhaltigen sondern lediglich eingegrenzt werden, spricht Lösung mit Silbernitratlösung fällt beispielsweise immer man von einem Hinweis statt von einem ein Niederschlag aus (V4). Dieser kann sich durch Bro- Nachweis. hid-, lodid- oder Chlorid-lonen bilden. Man spricht in Um sicherzustellen, dass eine Substanz nicht diesem Fall von einem Hinweis auf Halogenid-lonen in gefunden wird, wenn sie nicht vorhanden ist der Lösung. Es wurde jedoch noch kein Nachweis eines und gefunden wird, wenn sie vorhanden ist, bestimmten lons erbracht. Dafür sind weitere Experi- werden negative und positive Blindproben mente notwendig, Zum Nachweis können die Nieder- durchgeführt. schläge beispielsweise angesäuert werden. Bestimmte Niederschläge lösen sich auf, andere nicht (V5). AUFGABEN A1 Erstellen Sie eine Tabelle, die eine Übersicht über se. Berücksichtigen Sie dabei auch die Komplexität alle Nachweisverfahren in diesem Kapitel enthält. der * Durchführung, mögliche Fehlerquellen und den Nehmen Sie Edukte, Produkte und Beobachtungen Interpretationsspielraum der Beobachtunger mit auf Unterscheiden Sie zudem, ob es sich jeweils A3 Carbonate und Hydrogencarbonate lassen sich um einen Nachweis oder einen Hinweis handelt. durch Gasbildungsreaktionen nicht unterscheiden. A2 bung, Calcium-lonen können sowohl mit Flammenfär- als auch mit einer Fällungsreaktion nachge Recherchieren Sie zwei Verfahren zur Unterschei- dung von den beiden genannten lonen und wiesen werden. Vergleichen Sie diese beiden Me- entscheiden Sie begründet, ob es sich bei diesen thoden hinsichtlich der Belastbarkeit der Ergebnis- Verfahren um Nachweise oder Hinweise handelt. A/MI6 U UI NNPLY I IK 43 2.4Nachweise für funktionelle Gruppen 2.4.2 Qualitative Nachweisreaktionen für funktionelle Gruppen Funktionelle Gruppen positiven Nachweis an. Für den Farbumschlag sind Oxo nium-lonen verantwortlich, die die Struktur des Indika Organische Verbindungen haben bedeutende biologi- tor-Moleküls verändern. sche und technologische Funktionen. Die Vielfalt ihrer Eigenschaften und der daraus resultierenden Anwen Ester dungsmöglichkeiten kommt durch deren molekularen Bau zustande. Die funktionellen Gruppen sind maß- Zum Nachweis von Car- geblich für die Stoffeigenschaften und das Reaktions-bonsäureestern (w Kap. 1 prhalten einer Verbindung verantwortlich (Kap. 116,17).24) eignet sich der ROJAHN- Organische Verbindungen lassen sich aufgrund der Ähn- Test. Hierfür wird stark ver- 3 Entfärbung des pink- lichkeiten ihrer Eigenschaften und ihres Aufbaus in ver-dünnte Natriumhydroxid- farbenen Nachweisreagenzes schiedene Verbindungsklassen einteilen. Zur ldentifizie- lösung mit Phenolphthale- beim ROIAHN-Tes rung dienen verschiedene Nachweisreaktionen. Mithil- rersetzt. Die Lösung ist schwach basisch, weshalb der fe dieser können charakteristische funktionelle Gruppen Indikator Phenolphthalein rosa gefärbt ist. Beim Erwär pder Strukturelemente durch die Bildung von Gasenmen findet eine Esterspaltung (Verseifung) statt: oder schwer löslichen Salzen oder durch Farbänderung identifiziert werden ( Kap. 2.3.2). HC N, -CH3 HC- NaO + õ-CH▇ Alkene 9o Ethansäuremethyl-lone Zum Nachweis von Alke-e ester-MolekülNatriumhydroxidlösung lonen des resalzes Ethanol nen wird die Bromwas- N serprobe eingesetzt Durch die Reaktion des Esters mit Natriumhydroxid (LV1). Bei Zugabe von B1Nachweis von Alkenen nimmt die Konzentration der Hydroxid-lonen in der Lö- braun-orangenem Brom- hit Bromwasser und Hex- sung ab. Die rosa Färbung des Indikators verschwindet zu Alkenen, ent. 1-en links vor und te rhAlat daher mit dem Fortschreiten der Reaktion. färbt sich dieses (B1). Auf Schütteln ( Video Teilchenebene addieren QR 06042-060) Ketone und Aldehyde die Brom-Moleküle an die C=C-Doppelbindung der Alken-Moleküle ( Kap. Carbonyl-Gruppen, die funktionellen Gruppen der Ke- 4.4.3). tone und Aldehyde, werden mit dem Dinitrophenylhy- drazin-Test (= DNPH-Test) nachgewiesen. Fällt beim Alkohole Mischen der Probelösung mit salzsaurer 2,4-Dinitrophe- Die Moleküle der Alkohole enthalten eine nylhydrazinlösung ein gelber Niederschlag aus, ist der Hydroxy-Gruppe. Diese kann mit dem Nachweis positiv. Der Niederschlag bildet sich jedoch Ammoniumcer(I )-nitrat-Test nach- bei beiden Stoffklassen. Es handelt sich somit lediglich um einen Hinweis ( gewiesen werden (v4). Hierfür wird die Kap. 2.3.2). Zum selektiven Nach- Probelösung mit einer salpetersauren Lö- veis von Ketonen muss das Vorliegen von Aldehyder ausgeschlossen werden. sung von Ammoniumcer(I )-nitrat ver-— B2 positi- setzt. In Anwesenheit von Alkoholen - Ammo färbt sich die Lösung tiefrot (B2). niumcer- (IV)-nitrat- Selektive Nachweise von Aldehyden Test Um Aldehyde von Ketonen zu unterscheiden, kann die Carbonsäuren Oxidierbarkeit der Aldehyd-Moleküle genutzt werden Ist in den Molekülen einer Verbindung eine Carboxy- (= Kap. 1 23). Wird beispielsweise Ethanal in ammoni- Gruppe vorhanden, ordnet man sie den Carbonsäuren akali sche Silbernitratlösung gegeben und vorsichtig er. zu. Carbonsäuren werden mit dem Bromthymolblau- wärmt, setzt sich elementares Silber an der Glaswand ab Test nachgewiesen (V5). Hierfür wird die schwach basi- (B4, links, V7). Bei der sogenannten Silberspiegel-oder sche Bromthymolblaulösung mit der Carbonsäure ver-— OLLENS-Probe werden die Aldehyd-Moleküle zu Car- setzt. Ein Farbumschlag von blau nach gelb zeigt einenzu Silber-Atomen reduzioxidiert, bonsäure-Molekülen während Silber-Kationen ert werden. 50 ATOMBAU UND ANALYT K  2.4 a Nachweise für funktionelle Gruppen | 2 HC- Redox;CHO (aq) H C-+ COOH (aq) ++ 4OH 2 Cu° (aq) Cu 0 (s)(aq)+ 2 H 0 () 0 Red: Ag' (aq) +e Ag ($) OsHC-CHO (ag) +2 0 (aq) – HC-co H( ) +2e" +H00) Auch die sCHIFFsche Probekann zum Nachweis von Al- dehyden statt. FFsches SiReagenz oses sCHIwerden. Farblgenutzt e findet(fuchsinschweflige in saurer Lösung HC-CHO (aq) + 2 Ag" (aq) + 2 OH (aq) doX: HC-COOH ($) + 2 Ag (s) + H 0 () Säure) reagiert mit Aldehyden zu dem rosaroten Farb- stoff Fuchsin (B4, rechts). Da die Probe nicht erhitz rt eineDifürbasie AlAldehyde HieineremreagiAlNachweis be.Eimint weiterer edehyd. sdcheehyd-Mol Kupfisteedir(1)-sul e FEHLING-Pro- küle werden zuflüchtige muss, fatlösungwerden eignet sichAlderdehyde. und brennbare Nachweis gut für leicht-— Carbonsäure-Molekülen oxidiert, während die Kupfer(1I)- lonen zu Kupfer()-lonen reduziert werden. Aus o der blauen, basischen Lösung fällt ein rötlicher Niederschlag von Kupfer()-oxid aus (B4, Mitte). Red: 2 " (aq) + 2 e"+20H (aq) B4 positive Aldehyd-Nachweise: Silberspiegelprobe (links), Cu0 ( ) +H 0 () FEHLING-Probe (Mitte), sCHIFFsche Probe (rechts) Ox: H C-CHO (aq) +2 " (aq) HsC-co (aq) + 2 e+H00) Übersicht über qualitative Nachweisreaktionen für charakteristische funktionelle Gruppen bzw. Struktur elemente ausgewählter organischer Verbindungsklassen (R' = Alkyl-Rest oder H; R= Alkyl-Rest): 1enEster Aldehyde StoffklasseAlkene AlkoholeKetone funktionelleC=C- Hydroxy- Keto-GruppeAldehyd-Gruppe b0Xy Ester-Gruppe Gruppe Gruppe Doppelbindung Gruppe R R R— R ( R— (= R--H C=0, 1U:H I0–R Bromwasser- Ammoni- Dinitrophe 1) DNPH-Test Bromthymol-ROJAHN- Tes blau-Test NachweiS- reaktion probe zer(IV)- nylhydrazin2) FEHLING-Probe mitrat-Test(DNPH)-Test3) OLeNS-Probe 4) sCHIFFsche Probe Beobachtung Entfärbung otfärbunggelb-orangener 1) gelb-orangener NS Gelbfärbung Entfärbung Niederschlag2) orange-roter NS (NS) 3) Überzug aus Silber 4) rosarote Färbung A1 Eine unbekannte, klare organische Flüssigkeit soll A2 Geben Sie mithilfe Ihres Fachwissens einen untersucht und einer Stoffgruppe zugeordnet möglichen Anwendungsfall für die sCHIFFsche werden. Entwickeln Sie eine Versuchsreihe, die mit Probe als Aldehydnachweis an, wenn FEHLING- und möglichst wenig Aufwand ein eindeutiges Ergebnis OLLENS-Probe nicht empfindlich genug sind. liefert. Berücksichtigen Sie in der Reihenfolge der A3 Trotz störender Effekte durch schwerlösliche Experimente die Sicherheitsvorschriften. Hydroxide wird sowohl die TOLLENS- als auch die FEHLING-Probe im basischen Milieu durchgefühn Begründen Sie diese Tatsache. A/ M AU UND ANA LY IK 51  3.1 Chemische Bindungen und zwischenmolekulare Wechselwirkungen 3.1.3 Elektronenpaarbindung und zwischenmolekulare Wechselwirkungen Das Struktur-Eigenschafts- Kohlenstofftetrafluorid-Molekü Ammoniak-Molekül onzept -I le haben bei gleicher LLänge nole der Kohlenstoff-Atomkette in den Molekülen stets höhere Siedetempe- -IFl aturen als Alkane (M3). Dies hat nicht nur etwas mit ihrer Masse zu AEN(F-C) = 1,5 AEN(N-H) = 0,9 sinige Stoffeigenschaften lassen Bindungspolarität — Bindungspolarität sich mit der Molekülstruktur erklären. symmetrische Verschiebung der unsymmetrische Verschiebung der Elektronen innerhalb des Moleküls Elektronen innerhalb des Moleküls keine Molekülpolarität Molekülpolarität Bindungspolarität B5 Molekülpolaritāt in Abhängigkeit von der Molekūlstruktu Aus den ungepaarten Valenzelektro- nen zweier Atome können Bindungselektronenpaare ge-Zwischenmolekulare Wechselwirkungen bildet werden. Dieser Bindungstyp wird als Elektronen Zwischen Molekülen wirken Anziehungskräfte, die sich paarbindung oder kovalente Bindung bezeichnet. Die Atome, genauer Atomkerne, verschiedener Elemen- V0n ( der Elektronenpaarbindung unterscheiden. Diese te ziehen gemeinsame bindende Elektronenpaare un- zwischenmolekularen Wechselwirkungen sind viel schwächer als kovalente Bindungen. Dennoch hängen terschiedlich stark an. Die Anziehung ist umso größer, je höher die Kernladung und je kleiner der Atomradius des Eigenschaften wie die Schmelz- und Siedetemperaturen Atoms ist. Die Stärke eines Atoms, bindende Elektro- von Stoffen von der Stärke der zwischenmolekularen nenpaare an sich zu ziehen, wird mit der Elektronegati- Wechselwirkungen ab (M2, M3). vität (EN) angegeben ( PSE im Buchdeckel). Wasserstoffbrücken Die Differenz zwischen den Elektronegativitäten zweier Bindungspartner AEN ist ein Maß für die Bindungspo- Die Siedetemperatur von Ethanol (78°C) ist viel höher larität. Je größer AEN ist, desto polarer ist die Bindung.als die von Ethan (-89°C, M3). Demzufolge müssen zwi- Das lässt sich abschätzen: schen Ethanol-Molekülen viel stärkere Wechselwirkun- AEN 0,4: (nahezu) unpolare Elektronenpaarbindung gen vorliegen. Es handelt sich um Wasserstoffbrücken. Diese besonders star AEN>0,4: polare Elektu e paarbindung ken Wechselwirkun- Bei einer polaren Elektronenpaarbindung werden diegen bilden sich zwi- Bindungselektronen vom elektronegativeren Atom stär- schen einem partiell ker angezogen. Dadurch kommt es zu unterschiedlichen positiv geladenen Was- Ladungsschwerpunkten bzw. Partialladungen ( undserstoff-Atom (d) ei- ’) innerhalb des Moleküls (B5). Bindende Elektronen nes Moleküls und ei- werden etwa ab EN 1,7 von dem elektronegativeren nem nichtbindenden Atom so stark angezogen, dass dieses als Anion vorliegt.Elektronenpaar eines Man spricht dann von einer lonenbindung. Die Bindungpartiell stark negativ imionischen Wassertofffluorid-Molekül Charakter. hat beispielsweise einen geladenen Sauerstoff , F ( Stickstoff- oder Fluor- Molekülpolarität Atoms (6) eines an- deren Moleküls aus Wasserstoffbrücke Bei einem Molekül mit symmetrischer Struktur heben (B6). Je mehr Wasser- sich die Bindungspolaritäten der einzelnen Bindungen stoffbrücken zwischen Elektronendichte auf (B5, links). Bei einem unsymmetrisch gebauten Mo- zwei Molekülen gebil- niedrig hoch lekül führen sie zu Molekülpolarität (B5, rechts). Liegt det werden können, die Molekülpolarität dauerhaft vor, handelt es sich um desto höher ist die B6 Wasserstoffbrücken zwi einen permanenten Dipol. Siedetemperatur des schen zwei Ethanol-Molekülen Stoffes. 70 H MI5CH BlNDUNG  Chemische Bindungen und zwischenmolekulare Wechselwirkungen 3.1 Dipol-Dipol-Wechselwirkungen Atom oder unpolares Molekül mit Der Vergleich von Alkanen, Aldehyden und Ketonen asymmetrischer Ladungsverteilung zeigt, dass auch das Vorhandensein einer Carbonyl- Nachbar- Nachba Gruppe in den Molekülen die Siedetemperatur der Stof- cher Lp v fe erhöht (M3). Dies gilt ebenso für Carbonsäureester- Molekūle. Grund ist die Polarität der Doppelbindung zwischen dem Kohlenstoff- und dem Sauerstoff-Atom (B8). Sie verursacht zwischen benachbarten Molekülen starke Dipol-Dipol-Wechselwirkungen. Diese Wech- induzierter I , 1 lIl Dipol selwirkungen treten zwischen Molekülen mit permanen- Dipol Dipo ten Dipolen auf, die keine Wasserstoffbrücken ausbil- B8 Entstehung von LONDON-Dispersionswechselw den. Wasserstoffbrücken sind ein Spezialfall von Dipol- Dipol-Wechselwirkungen. lon-Dipol-Wechselwirkungen Es können sich auch zwi- schen Teilchen un Dipol-Dipol- schiedlicher Stoffklassen b Wechselwirkungen Wechselwirkungen ausbil- den. Beim Lösevorgang el- El tronena cnte nes Salzes in Wasser bilden die Wasser-Moleküle auf- niedrig hoch grund ihrer Dipol-Struktu eine Hydrathülle um dieB9 lon-Dipol-Wechselwir- lonen ( Animation QRkungen B7 Dipol-Dipol-Wechselwirkungen zwischen zwei Propanon- Molekülen 06042-064). Zwischen den Partialladungen der Atome in den Wasser-Mo- dekülen und den lonen kommt es zu lon-Dipol- LONDON-Dispersionswechselwirkungen Wechselwirkungen (B9). Diese ist die stärkste der hier Zwischen den Alkyl-Resten von Alkohol-Molekülen bil- vorgestellten Wechselwirkungen. den sich zudem LONDON-Dispersionswechselwirkun- gen aus. Diese im Vergleich zu Wasserstoffbrücken eher Die Atome in Molekülen werden durch schwachen Wechselwirkungen sind umso stärker, je grö- gemeinsame Elektronenpaare zusammenge- Ber die Oberfläche des Alkyl-Restes ist. Daher steigt halten. Die Bindungselektronen können zu auch die Siedetemperatur von Alkoholen mit der Ket- einem Atom hin verschoben sein (polar) oder tenlänge der Moleküle. sich bevorzugt genau zwischen den beiden LONDON-Dispersionswechselwirkungen treten allgemein Atomen aufhalten (unpolar). Alle physikali- in unpolaren Molekülen und Molekülteilen auf. Sie be- then auf der elektrostatischen Anziehung zwischen schen Eigenschaften werden maßgeblich von Vorgängen auf der Teilchenebene bestimmt, mporären Dipolen (B7). Diese bilden sich aufgrund bei Molekülen von der Art und Stärke der zfristiger Unsymmetrie der Elektronenverteilung aus. wischenmolekularen Wechselwirkungen. AUFGABEN n Sie einLösung A obEntwieineckelwässrige Experiment, um zu bestimmen, ein Salz oder eine zu jedem Bindungstyp eine Skizze an A3 Wasser siedet bei 100 °C, Wasserstofffluorid molekulare Verbindung enthält. schon bei 20°C, obwohl die Polarität der H-F- A2 Vergleichen Sie tabellarisch die drei Bindungsty-e Bindung größer ist als die der 0-H-Bindung. pen Metallbindung, Elektronenpaarbindung und Erklären Sie anhand des Molekülbaus und der lonenbindung anhand der Informationen aus den zwischenmolekularen Wechselwirkungen, Erarbeitungstexten. Gehen Sie dabei auf die Wasser eine deutlich höhere Siedetemperatu Teilchen und die Bindungsart ein und fertigen Sie aufweist CHEMISCHE BINDUNG 71  Versuche und Material 3.3 Energieniveauschemata anhand der LCAO M2 Bei der LCAO-Methode (Linearkombination von Atomorbitalen) werden energetisch ähnliche Energie H-Ato H,-Molekül H-Atom Atomorbitale der an einem Molekül beteiligten Atome miteinander zu Molekülorbitalen kombi- ert. Dabei entstehen immer genau so viele Molekülorbitale wie in den einzelnen Atomen (antibindend) Atomorbitale existieren. Die Kombination von Atomorbitalen zu Molekül- orbitalen (bindend bezeichnet als und , und bindungslockernd als o und z") kann in einem (bindend) Molekülorbitalschema mithilfe der Kästchen AtomorbitalMolekülorbitaleAtomorbital schreibweise ( Kap. 2.2.4) dargestellt werden (B2). Dabei ist die Anzahl bindender (energetisch 32 Molekülorbitalschema eines Wasserstoff-Moleküls abgesenkter) und antibindender (energetisch angehobener, mit * markierter) Molekülorbitale Anzahl der Molekülorbitale für ein Sauerstoff- identisch. Die Besetzungsregeln für die Molekülor- Molekül. bitale entsprechen denen der Atomorbitale ( Kap. 2.2.2). d) Zeichnen Sie mithilfe Ihrer Ergebnisse aus c) und d) das Molekülorbital-Sche- AUswERTUNG ma für ein Sauerstoff-Molekül (gestuf- a) Erklären Sie mithilfe von B2 das Zustandek te Hilfen QR 06042-007). rA men der Bindung im Wasserstoff-Molekül. Hinweis: Aufgrund der Geometrie der p-Orbitale ist b) Stellen Sie das Kästchenschema eines Sauer- bei deren Kombination zu beachten, dass die stoff-Atoms unter Einbezug der Besetzungsre- Mischung der p--Orbitale für eine größere energeti- geln für Atomorbitale auf ( Kap. 2.2.4). sche Aufspaltung sorgt, als die der py- bzw. p--Orbi- C) Bestimmen Sie mithilfe Ihrer Lösung aus c) die tale. Für weitere Hilfe siehe B3. MO-Schemata interpretieren 3 In B3 ist ein vollständig ausgefülltes Molekül- Energie orbital-(MO-)Schema eines unbekannten Atomorbital AMolekülorbital ABAtomorbital B oder Molekül 1 gezeigt. Das Molekül(-lon) ist aus zwei Atomen der zweiten Periode mit unterschiedlichen Atomorbitalen H aufgebaut. 5 K H AUSwERTUNG a) Interpretieren Sie das MO-Schema B3 hin- sichtlich der Aussage über die vorliegende(n) Bindung(en) zwischen den beiden Atomen. b) Geben Sie mindestens drei Vorschläge an, zu welchem Teilchen das MO-Schema B3 gehört. 25 Begründen Sie Ihre Auswahl. c) Fertigen Sie eine Skizze der besetzten Molekül- prbite ork bitale an. B3 MO-Schema eines unbekannten Moleküls oder -lons 3.3 Die Molekülorbital-Theorie 3.3.3 Bindungsverhältnisse in zweiatomigen Element- Molekülen MOs aus Elektronen der zweiten w o Energiestufe Bei Molekülen owo/-,g p-Orbitale vonp-Orbitale von aus Elementen Atom A Atom B H side-on-Überlagerung 2p, 2p, 20, 2p, 2p, 2p, der zweiten Pe- riode (0, N, F) 2p -Orbital Px müssen die 2s- "2 und die 2p-Or- bitale zusätzlich berücksichtigt -Orbital ( z prden. Die 2s- Py-( P-Orbital Orbitale verhal- 1s ten sich ver- B6 Darstellung der Überlagerung den H- gleichbar zu 1s-2p-Orbitale H Orbitalen. Atomorbitale Molekülorbitale Atomd Es entstehen ein - und ein o-MO ( Kap. 3.3.2, B4). 0-Atom0,-Molekül0-Atom Die Geometrie der 2p-Orbitale macht eine eigene Be- trachtung notwendig (86). Nähern sich zwei Atome AB7 MO-Schema des Sauerstoff-Moleküls (links) mit Darstel- und B entlang der X-Achse an, überlagern deren p -Or- lung der entsprechenden MOs aus den p-A0s (rechts) bitale. Durch diese end-on-Überlagerung entstehen zwei entlang der Bindungsachsesymmetrischemit lässt sich die Bindungsordnung (BO) des Sauerstoff- -Orbitale. Die parallel zueinander stehenden p-Orbi- Moleküls berechnen. Sie beschreibt die effektive Elekt tale bilden durch side-on-Überlagerung bin- a ronendichte zwischen einzelnen Bindungspartnern. Bei dende -Orbitale(„pi“-Orbitale, ▇ und ▇ - eiatomigen Molekülen berechnet sie sich folgender- MO) und antibindende -Orbitale( ▇ und ▇ maßen: B-( (bindende MOs - antibindende MO). -MO) ( Übersicht QR 06042-085). Im So lässt sich bestimmen, ob keine Bindung (BO = 0), MO-Schema sind die bindenden 2p-und eine Einfach- (B0 = 1), Doppel- (BO = 2) oder Dreifach- 2p-MOs energetisch abgesenkt und die antibindendenbindung (BO = 3) vorliegt. Das Sauerstoff-Molekül hat *2p- und a2p-MOs energetisch angehoben (B7). Dieeine Bindungsordnung von BO = ( ) (6-2) = 2. Den Aufspaltung der 2p-und o*2p-MOs ist größer als dieDop elbindu gschar kter bringt auch die Valenzstrich- der 2p-und ▇ schreibweise des Moleküls zum Ausdruck (B8). Das MO-Schema von Molekül-lonen Die Bindungssituation im Sauerstoff-Molekül erhält man analog zu den Ato- 0= 0) Die Atomorbitale von Sauerstoff-Atomen enthalten je- orbitalen von lonen. Ausgehend weils acht Elektronen, die im MO-Schema nach den Be- angeladenen Molekül wirdB8 Valenzstrich- setzungsregeln ( Kap. 2.2.2) auf die 1s-, 25-und 2p- ein Elektron ergänzt oder entfernt. schreibweise des Sauerstoff-Moleküls Orbitale verteilt werden (B7). Die Linearkombinatior der A0s und die Besetzung der entstandenen MOs er- geben für das Sauerstoff-Molekül vollständig befüllte Durch end-on-Überlagerung von 2p-Orbitalen entstehen rotationssymmetrische 6-Orbitale, 1s- und 25-Orbitale. Diese tragen demnach nicht z Bindung bei. In den bindenden 2p-und o2p-MOs be durch side-on-Überlagerung entstehen -Orbitale. finden sich sechs Elektronen und in den antibindenden 2p*-MOs (=HOMO) zwei ungepaarte Elektronen. Da- AUFGABEN A1 Bestimmen Sie die Bindungsverhältnisse in 42 Untersuchen Sie mithilfe der MO-Theorie zweiatomigen Element-Molekülen der 2. Periode unter Verwendung von MO-Schemata. folgende Molekül(-lonen) auf die Möglichkeit er Existenz: F,07,0. CHEMISCHE BINDUNG  Mischung 2px 2py 2p, sp -Hybridorbitale 3.4 Hybridisierung Wird die MO-Theorie auf Moleküle mit mehr als zwei Atomen angewendet, wird die Berechnung der Molekülorbitale sehr kompliziert. Durch Hybridisierung kann die MO-Theorie ohne komplexe Berechnungen angewendet werden. 3.4.1 Versuche und Material M Hybridisierung von Atomorbitalen M1 Die Elektronen- konfiguration des Kohlenstoff-Atoms im Grundzustand lautet 09,5 EK (C): 1s252p. Nach den Besetzungs- regeln ( Kap. 2.2.2) hat das Kohlenstoff- Atom zwei ungepaarte B2 Räumliche Darstellung der Hybridisierung durch Elektronen. Somit B1 Kugel-Stab-Modell additiven Linearkombination eines s-Orbitals mit drei p- vären ihm nur zwei des Methan-Moleküls Orbitalen zu vier gleichwertigen sp -Hybridorbitalen. Bindungen möglich. Bindungen eingehen können. Für den größtmögli- Dadurch würde jedoch die Edelgasregel verletzt chen Abstand sind die sp -Orbitale in einem werden. Stattdessen geht das Kohlenstoff-Atom Tetraeder angeordnet. vier Bindungen ein, z. B. im Methan-Molekül (B1). Die vier Wasserstoff-Atome im Methan-Molekül AUswERTUNG sind tetraedrisch um das Kohlenstoff-Atom im a) Geben Sie die Elektronenkonfiguration des Zentrum angeordnet. Zur Vermeidung eines hohen Kohlenstoff-Atoms im Grundzustand in Käst- Rechenaufwands werden die Wellenfunktionen von penschreibweise an. cher einem 25-Orbital und drei 2p-Orbitalen kombiniert. b) Geben Sie unter der Annahme einer Hybridisie- Diese vergleichbar einfache mathematische ung die Elektronenkonfiguration des Kohlen- Umrechnung wird als Hybridisierung bezeichnet. Es stoff-Atoms in Kästchenschreibweise an. entstehen vier sp -Hybridorbitale gleicher Energie c) Zeichnen Sie mithilfe von B1 und B2 die Hybri- (B2) und somit vier ungepaarte Elektronen, die vier dorbitale eines Kohlenstoff-Atoms in räumlich korrekter Anordnung. 84 CH M5H BlNDUNG z 을 요 1 - o 1 (O=z 2 용 트 분을 음 분 몽,  3.4 Hybridisierung 3.4.2 Hybridisierung von Orbitalen Experimentelle Befunde vs. MO-Theorie Experimentelle Befunde aus spektroskopischen Untersu 4x -MO chungen ergeben für das Me- 1U9,5 than-Molekül vier gleichwertige U pm Bindungen mit Bindungslängen 109 pm und Bindungswin 4x 2sp (1x C) H keln von 109,5° (B1). Das Koh- 4x 1s (4x H) lenstoff-Atom hat im Grundzu hybridisierte stand jedoch die Elektronen- C-Atomorbitale 4x -MO H-Atomorbitale konfiguration EK (C): 1s?252p B1 Bindungswinkel B3 MO-Schema des Methan-Moleküls nach dem Hybridisie- und somit nur zwei ungepaarte und -längen im Methan- rungsmodell Elektronen (" Kap. 2.2.2; B2, Molekül links). Es kann also theoretisch nur zwei Bindungen ein- gehen. Die Bindungswinkel müssten laut MO-Theorie Die Hybridisierung ist eine rein mathematische Opera- odem 90°betragen, da die Achsen der p-Orbitale senk- tion, mit der die Bindungsverhältnisse in einem Molekül recht zueinander stehen. Das stimmt nicht mit den ex- berechnet werden können. Sie ist nur dann einsetzbar, perimentellen Befunden überein. Wie lassen sich diese die zu vermischenden Orbitale gut überlappen prklären? und wenn ihre Energien ähnlich groß sind. Diese Bedin- gungen werden von s- und p-Orbitalen der niedrigen Hybridisierung Hauptquantenzahlen erfüllt. Um die vier gleichwertigen Bindungen im Methan-Mole-Räumliche Darstellung von H braorditalen kül zubeschreiben, müssen sich die vier Valenzelektronen des Kohlenstoff-Atoms in vier gleichwertigen Orbitalen Das kugelförmige 25-Orbital und die drei hantelförmigen befinden. Diese werden näherungsweise aus dem einen 2p-Orbitale werden miteinander zu vier identischen 2s- und den drei 2p-Orbitalen des Kohlenstoff-Atoms sp -Hybridorbitalen vermischt (M1 B2). Die vier Hybri- berechnet (M1; B2, links). Die mathematische Operation dorbitale sind nach größtmöglichem Abstand angeord- zur Umformung der vier Wellenfunktionen wird dement- net. Die Achsen der Hybridorbitale zeigen in die Ecke sprechend als sp -Hybridisierung bezeichnet. Die Be- eines Tetraeders (B4). Die räumliche Darstellung durch tragsquadrate der vier äquivalenten Wellenfunl die Hybridorbitale passt somit gut zu den realen Bin- beschreiben vier energiegleiche sp -Hybridorbitale (B2, dungswinkeln. rechts). Die Hybridorbitale können gemäß der HUNDschen Regel mit jeweils einem der vier Valenzelektronen besetzt werden. Auf diese Weise stehen vier ungepaarte Valenz- elektronen für Bindungen zur Verfügung, Energie 2p, 2p, 2p. sp -Hybridorbitale 4x 2sp tetraedrisch B4 sp-Hybridisierung der AOs des Kohlenstoff-Moleküls EPA- B2 A0s des Kohlenstoft-Atoms (links) und dessen model- jerte A0s als Hybridorbitale (rechts) -Modell vs. Hybridisierungsmodell Das Elektronenpaarabstoßungs- (EPA-) Modell ist ein Die vier sp-Hybridorbitale können mit den 1s-Orbitalen einfaches Hilfsmittel zur Bestimmung der räumlichen Struktur von Molekülen ( Kap. 113). Es basiert auf der Darausvi e vondoppelt r Wasserstoff-Atomen er g eben besetzt si c sind,h vi e sowier bi n ei dende vier n e Bi n dung a-MOs, antibindende ei di *-MOs, e o- n j gehen.Annahme, e wei l sAbstand dassnanderElektronenpaare zuei ei n nehmen, den da si größtmögl e si c h ichen aufgrund die unbesetzt sind (B3). ihrer negativen Ladungen gegenseitig abstoßen. Laut des Modells bilden die vier Wasserstoff-Atome des Methan" 86 CHEMISCHE BINDUNG  Hybridisierung 3.4 Mloleküls die Ecken eies Tetraeders. kel betragenjeweils 109,5º. Diese V Die Binstimmt Vorhersage dungswvimitn- Moleküllgeometrie bei Dreifachbindungen der344),vomGitHybridisierungsmodel überein ("*FM Kap das auch bei Mehrfachbindungen? Im Ethin-Molekül (HC=CH) liegt eine Dreifachbindung Laut EPA-Modell ist das Molekül linear mit einem Bindungswinkel von 180,0°. Im Hybridisierungsmodell Nolekülgeometrie bei Doppelbindungen vird für beide Kohlenstoff-Atome das eine 25-Orbital mit Im Ethen-Molekül(HC-CH) liegt eine Doppelbindung einem 2p-Orbital vermischt. Dadurch ergeben sich je- vor und die beiden Kohlenstoff-Atome haben jeweils drei ils zwei gleichwertige sp-Hybridorbitale, die linear an- geordnet sind. Je zwei p-Orbitale bleiben unverändert Bindungspartner. Laut EPA-Model werden Mehrtachbi- (B6, oben). Im Ethin-Molekül sind die Kohlenstoff-Ato- dumgen formal wie Einfachbindungen behandelt. Die drei über eine -Bindungdurch end-on-Überlagerung, Bindungen bilden die Form eines gleichseitigen Dreiecks vie zwei -Bindungendurch side-on-Überlagerung mit einem Bindungswinkel von etwa 120,0”. miteinander verbunden (B6, unten). Die von beiden Mo- IAtomen m Hybridmiistiedreirungsmodel lwird die Moldurch Bindungspartnem ekilgeine eometri e vondellen vorhergesagte Molekülgeometrie stimmt übere sp -Hyb- ridisierung beschrieben (M2). Das vermischen eines 25- Orbitals mit zwei 2p-Orbitalen ergibt drei gleichwertige sp -Hybridorbitale (B5, oben). Das dritte p-Orbital bleibtunverändert bestehen. Damit die Orbitale maxin s- und p-Orbitale len Abstand voneinander haben, steht das p-Orbital Bindung senkrecht auf den drei Hybridorbitalen, die jeweils einen Winkel von 120,0° zueinander aufweisen. Sie sind in die Ecken eines gleichseitigen Dreiecks ausgerichtet. -Bindung B6 oben: sp-Hybridisierung der A0s des Kohlenstoff-Atoms; sp sp“ ybridisierte MOs im Ethin-Molekül - und p-Orbitale -Bindur Die Hybridisierung ist eine mathematische Operation, bei der Atomorbitale miteinander hischt werden, um die Struktur von Molekülen korrekt zu beschreiben. Rindun A0s Hybrid- WV ImRel Geometrie orbitale B5 oben: sp -Hybridisierung der A0s des Kohlenstoff-Atoms; 109,5 t uaeurI5CI unten: hybridisierte MOs im Ethen-Molekül 120° trigonal planar Im Ethen-Molekül ūberlappen die sp -Hybridorbitale sp 180 linear zweier Kohlenstoff-Atome (B5, unten). Sie bilden eine hre Vorhersagen der Molekülgeometrie o-Bindung durch end-on-Überlagerung. Durch die side- stimmen mit denen des EPA-Modells überein. on-Überlagerung der p-Orbitale bildet sich zudem -Bindung aus. Die Vorhersagen der Molekülgeometrie stimmt mit der des EPA-Modells überein. a ei AUFGABEN A1 a) Erläutern Sie mithilfe des Hybridisierungsmo- b) Geben Sie die Molekülgeometrie von Methanal dells die Geometrie des Methanal-Moleküls. nach dem EPA-Model an. Vergleichen Sie die Geben Sie hierfür zuerst die Elektronenkonfigu mit Ihrem Ergebnis aus Aufgabe a). ration des Kohlenstoff-Atoms im Grundzu- A2 Erklären Sie die Molekülgeometrie des Kohlen- stand und im hybridisierten Zustand a stoffdioxid-Moleküls mithilfe des Hybridisierungs- modells. CHEMISCHE BINDUNG 87  Elektrische Leitfähigkeit Glanz Metallgitter Wechselwirkungen steigender Stärker undurchlässig Gitterpositionen glänzen Härte elektrostatischen anziehung Elektronen Metall Atomrümpfen Wärme Leitfähigkeit Verformbarkeit stärker nimmt zu Metall Atomrumpf wärme Elektronengas  negativ positiv Anionen kationen Anziehungskräfte aufgereiht Gitterenergie DEg regelmäßig lonengitter aufgewendet schichten gleich bricht festen Plätzen glatte Wassermolekülen für bewegliche Leiten