Molekülbindungen, Chemieübungen

- Lehrplan NTG

Hilfe
    • Die Zahl der Valenzelektronen des Atoms entspricht der Hauptgruppennummer des Elements.
    • Die 4 Orbitale des Atoms werden zuerst mit je einem Elektronen besetzt.
      Sobald alle Orbitale einfach besetzt sind, werden sie mit weiteren Elektronen doppelt besetzt.
    • In einem Orbital können maximal 2 Elektronen sitzen.
    • Die 4 Orbitale können damit maximal 8 Elektronen aufnehmen.

Zeichne die Struktur auf ein Blatt Papier und trage dann die Zahlen ein.

  • Beschreibe die Verteilung der Valenzelektronen des Sauerstoff-Atoms:
    Das Atom hat
    • Elektronenpaar(e).
    • einzelne(s) Elektron(en).
    Notizfeld
    Notizfeld
  • Die Zahl der Valenzelektronen des Atoms entspricht der Hauptgruppennummer des Elements.
  • Die 4 Orbitale des Atoms werden zuerst mit je einem Elektronen besetzt.
    Sobald alle Orbitale einfach besetzt sind, werden sie mit weiteren Elektronen doppelt besetzt.
  • In einem Orbital können maximal 2 Elektronen sitzen.
  • Die 4 Orbitale können damit maximal 8 Elektronen aufnehmen.
  1. Gib die Atomsymbole der Atome der Verbindung an.
  2. Zeichne die Valenzelektronen an den Atomen ein:
    Punkt = einzelnes Elektron,
    Strich = freies Elektronenpaar
  3. Aus den einzelnen Elektronen der verschiedenen Atomen entstehen bindende Elektronenpaare.
    Ändere die Atomzahlen so, dass alle einsamen Elektronen Bindungen eingehen können.
  4. Zeichne jetzt die entsprechende Formel
  1. Für jedes Atom muss die Gesamtzahl der Elektronen ermittelt werden, die sich an ihm befinden:
    • Einsames Elektron = 1 Elektron
    • Freies Elektronenpaar = 2 Elektronen
    • Bindendes Elektronenpaar = 2 Elektronen
  2. Diese Gesamtzahl wird dann mit folgenden Werten verglichen:
    • Wasserstoff-Atome: 2 Elektronen = Elektronenduplett = stabile Edelgaskonfiguration des He-Atoms
      (Einfach gebundene H-Atome erreichen stets diese stabile Konfiguration)
    • Alle anderen Atome: 8 Elektronen = Elektronenoktett = stabile Edelgaskonfiguration
  1. Für jedes betrachtete Atom muss die Gesamtzahl der Elektronenräume ermittelt werden:
    • pro Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindung: 1 Elektronenraum
    • pro freiem Elektronenpaar: 1 Elektronenraum
    • pro einsamem Elektron: 1 Elektronenraum
  2. Aufgrund der gegenseitigen Abstoßung nehmen diese Räume den größtmöglichen Abstand zueinander ein:
    • 4 Elektronenräume: tetraedrisch: 109,5° Bindungswinkel
    • 3 Elektronenräume: trigonal planar: 120° Bindungswinkel
    • 2 Elektronenräume: linear: 180° Bindungswinkel
  3. Freie Elektronenpaare und Mehrfachbindungen benötigen mehr Raum als Einfachbindungen.
    Der Bindungswinkel wird hierdurch leicht verändert.