Chemie – Grundwissen der 10 - Melanchthon-Gymnasium Nürnberg

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1.2.2 Der räumliche Bau von Molekülen und das Elektronenpaarabstoßungsmodell = EPA-Modell (engl: VSEPR-Modell: Valence Shell Electron Pair Repulsion) Das EPA-Modell macht folgende Aussagen, die bei der Ermittlung des räumlichen Baus eines Moleküls beachtet werden müssen: - Elektronenpaare (bindende und nichtbindende) sind gleichartig negativ geladen und stoßen sich gegenseitig ab. - Die Elektronenpaare ordnen sich im Molekül so an, dass sie den größtmöglichen Abstand haben (und damit die geringste Abstoßung). - Mehrfachbindungen werden wie Einfachbindungen behandelt. - Nichtbindende Elektronenpaare beanspruchen mehr Raum, da sie nur von einem Atomkern angezogen werden. Die Zahl der Liganden (L) und die Zahl der nichtbindenden Elektronenpaare (NEP) des Zentralatoms (Atom mit größter Wertigkeit) bestimmen den räumlichen Bau. Zahl der Elektronenpaare Räumliche Anordnung Beispiele 2 L oder auch 1 L + 1 NEP Lineare Anordnung Bindungswinkel: 180° 3 L Trigonal planare Anordnung: Bindungswinkel: 120° 4 L Tetraedrische Anordnung Bindungswinkel: z. B. 109,5° für Methan 3 L+ 1 NEP 2 L + 2 NEP Pyramidale Anordnung Bindungswinkel: z. B. 107,3° für Ammoniak Gewinkelte Anordnung Bindungswinkel: z. B. 104,5° für Wasser XeF2, HCl BCl3, BH3 CH4 NH3 H2O 2
1.3 Die polare Atombindung Die Elektronegativität EN ist ein Maß für die Kraft, mit der ein Atom die bindenden Elektronen im Molekül an sich ziehen kann. Sie wird ohne Einheit angegeben. Die EN ist umso größer, je kleiner das Atom und je größer die Kernladung ist. Die EN ist umso kleiner, je größer das Atom und je geringer die Kernladung ist. Im PSE: EN zunehmend innerhalb einer Periode von links nach rechts EN abnehmende innerhalb einer Gruppe von oben nach unten. Eine polare Atombindung liegt vor, wenn zwei Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität aneinander gebunden sind, so dass die Elektronendichte des bindenden Elektronenpaares zum elektronegativeren Atom hin verschoben ist. Dadurch entstehen: - eine positive Teilladung am weniger elektronegativen Atom - eine negative Teilladung am elektronegativeren Atom Auswirkungen: - Das Molekül ist unpolar, wenn die Schwerpunkte der positiven und negativen Teilladungen in einem Punkt zusammenfallen. - Das Molekül ist ein Dipol, wenn die Schwerpunkte der positiven und negativen Teilladungen an verschiedenen Punkten im Molekül liegen. Eine Heterolyse ist die Trennung einer polaren Atombindung, so dass das elektronegativere Atom beide Bindungselektronen erhält; es entstehen Ionen. Eine Homolyse ist die Trennung einer unpolaren Atombindung, so dass jedes Atom ein Elektron der Atombindung erhält; es entstehen Radikale. Ein Radikal ist ein Teilchen mit einem ungepaarten Elektron; diese Teilchen sind äußerst reaktiv. 1.4 Zwischenmolekulare Kräfte und Stoffeigenschaften Van der Waals-Kräfte Schwache Wechselwirkungen zwischen spontanen und induzierten Dipolen bei unpolaren Molekülen. Sie sind umso stärker, je - größer die Molekülmasse, - größer die Moleküloberfläche (langgestreckte Moleküle) ist. Dipol-Dipol-Wechselwirkungen Wechselwirkungen zwischen permanenten Dipolen polarer Moleküle. Wasserstoffbrückenbindungen Starke Anziehungskräfte zwischen dem positiv polarisierten Wasserstoffatom an einem Sauerstoff-, Fluor- oder Stickstoffatom des einen Dipol-Moleküls und einem freien Elektronenpaar eines anderen Moleküls. 3
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Seite 7: 3.3 Das Erstellen von Redox-Reaktio

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