Teil III

Elektronenstruktur undMolekule

Inhaltsangabe

6 Die Elektronenstruktur der Atome 30

6.1 Elektromagnetische Strahlung . . . . . . . . . . . . . . . . 30

6.2 Atomspektren . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 31

6.3 Ordnungszahl und Periodensystem der Elemente . . . . . 32

6.4 Wellenmechanik . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 33

6.5 Elektron im Kasten . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 34

6.6 Quantenzahlen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 35

7 Eigenschaften der Atome 43

7.1 Kovalenzradien . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 43

7.2 Ionisierungsenergie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 44

7.3 Elektronenaffinitaten . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 45

7.4 Atom- und Ionenradien . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 46

7.5 Ionenbindung und Gitterenergie . . . . . . . . . . . . . . . 46

8 Die kovalente Bindung 51

8.1 Konzept . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 51

8.2 Ubergange zw. Ionen- und kovalenter Bindung . . . . . . 54

8.3 Elektronegativitat . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 55

8.4 Mesomerie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 56

9 Molekulstruktur und -orbitale 59

28

Lesen Sie hierzu im Mortimer Kapitel 6 bis 9!

29

6 Die Elektronenstruktur der Atome

6.1 Elektromagnetische Strahlung

Slide 67 Elektromagnetische Strahlung

• zur elektromagnetischen Strahlung gehoren z.B.Radiowellen, Infrarotstrahlung, Licht, Rontgenstrahlung, γ-Strahlung

Characterisierung durch:

• Wellenlange λ

• Amplitude A. Die Helligkeit (Intensitat) istproportional zu A2

• Ausbreitungsgeschwindigkeit: c = 2, 9979 · 108 m/s (Lichtgeschwindig-keit)

• Frequenz ν entspricht der Zahl der Wellen, die an einem gegebenen Ortin jeder Sekunde vorbeikommenEinheit ist 1 Hz = 1 s−1

Slide 68 Elektromagnetische Strahlung

• es gilt die Beziehung c = λ · ν• Spektrum

• Licht einer einzigen Wellenlange nennt man monochromatisch

• Max Planck erkannte (1900), dass Stahlung Teilcheneigenschaften hat

• nach Einstein (1905)kann man sich ein einzelnes Lichtteilchen als Photon vorstellen, dasssich mit Lichtgeschwindigkeit (aber ohne Masse) bewegt.

• Photonen unterschiedlicher Frequenz besitzen unterschiedliche EnergieE = h · ν mit der Planckschen Konstante h = 6, 63 · 10−34 Js

(s. Mortimer Abb. 6.2)

30

6.2 Atomspektren

Slide 69 diskrete Spektren

• durch ein Prisma wird weißes Licht zu einem kontinuierlichen Spektrumaufgespalten

• bringt man ein Gas, z.B. Wasserstoff bei hoher Temperatur zum Leuch-ten und leitet es durch ein Prisma, so beobachtet man diskrete Linien

• die Linien im sichtbaren Bereich fur Wasserstoffatome erfullen dabeidie Beziehung (Balmer-Serie)

ν =c

λ= 3.289 · 1015 ·

(1

22− 1

n2

), n = 3, 4, 5, . . .

• weitere Linien existieren, die die Gleichung

ν = 3.289 · 1015 ·(

1

m2− 1

n2

)

erfullen (m = 1, 2, 3, . . . n = m+ 1,m+ 2, . . .)

Slide 70 Das Bohr-Atommodell

• Bohr (1913) erklarte die Befunde fur Wasserstoff

• das Elektron eins H-Atoms kann sich nur auf bestimmten Kreisbahnenaufhalten. Diese Bahnen werden auch Energieniveaus, Energiezustande,Energieterme oder Schalen genannt und sind konzentrisch um den Kernangeordnet: (K,L,M,N, . . .) oder n = 1, 2, 3, 4, . . .

• jede Bahn hat einen festen Radius; die fur n = 1 hat einen Radius von53 pm

• Um das Elektron auf eine ’hohere’ Bahn zu bringen, muss man genaudie Energiedifferenz zw. den Bahnen aufbringen (⇒ diskrete Energien)

• Das Elektron auf der innersten Bahn ist in seinem Grundzustand

• Elektronen auf außeren Bahnen sind in angeregten Zustanden

(s. Mortimer, Abb. 6.4)

Slide 71 31

Termschema(s. Mortimer, Abb. 6.5)

6.3 Ordnungszahl und Periodensystem der Elemente

Slide 72 Gruppen und Perioden

• Dobereiner (1817-1829) erkannte ahnliche Eigenschaften innerhalb vonElementgruppen (Triaden)

• z.B. Lithium-Natrium-Kalium

• oder Calcium-Strontium-Barium

• oder Schwefel-Selen-Tellur

• John Newlands (1863-66): Oktavengesetz

• Meyer and Mendelejew (1869) ordneten die bekannten Elemente inGruppen an

• spater entdeckte Elemente bestatigten die Einordnung

• Problem: die Atommassen folgten nicht exakt der ’Ordnungszahl’

Slide 73 Das Moseley-Gesetz

• Moseley bewies, dass die ’Ordnungszahl’ nicht proportional zur Masse,sondern eine echte ’Ordnungszahl’ ist

• heute wissen wir, dass es die Zahl der Protonen ist

• er zeigte, dass es eine quadratische Beziehung zwischen der charakteri-stischen Rontgenstrahlung einer Anode aus einem Element und derenFrequenz gibt ν ∝ Z2.

32

• Anhand dieser Beziehung konnte z.B. gezeigt werden, dass Elemente’fehlten’, nach denen dann gezielt gesucht wurde und die alle gefundenwurden (bis auf das instabile Element Tc)

•

(s. Mortimer, Fig. 6.6)

Slide 74 Periodensystem

• senkrechte Spalten heißen Gruppen

• waagerechte Reihen heißen Perioden

• Hauptgruppen und Nebengruppen

• Lanthanoide (’seltene Erden’)

• Actinoide (radioaktiv)

Slide 75 Periodensystem(s. Mortimer Fig 6.8)

6.4 Wellenmechanik

Slide 76 die de Broglie-Beziehung

• Teilchen haben Wellencharakter

• nach de Broglie besteht eine Beziehung zw. Wellenlange und Impuls

λ =h

mv

• ein bewegtes Objekt kann also als Welle aufgefasst werden

33

• nach Heisenberg kann man wegen des Wellencharackters Ort und Im-puls nicht gleichzeitig scharf bestimmen

• Heisenbergsche Unscharferelation ∆x ·∆(m · v) ≥ h4π

Slide 77 Die Schrodinger-Gleichung

• Schrodinger stellte eine Wellengleichung auf, die Schrodingergleichung,die die Welleneigenschaften des Elektrons im Atom beschreibt

• Die Losung dieser Gleichung sind diskrete stehende Wellen

• es existieren nur bestimmte (abzahlbar viele) unterschiedliche solcherWellen

• die noch verschiedenartigim Raum angeordnetwerden konnen

• jede dieser stehenden Wellenformen (Orbitale) kann nur von maximalzwei Elektronen angenommen werden

• Elektronen besitzen einen Spin mit 2 unterschiedlichen Einstellmoglich-keiten (daher der Faktor 2)

(s. Mortimer, Fig. 6.10)

6.5 Elektron im Kasten

Slide 78 Das Elektron im Kasten

• stationare Zustande sind ebene Wellen

• Wellenfunktion geht gegen Null am Rand

• Zustand niedrigster Energie hat keine Knoten (im Innern)

• Knotenregel

• Nullpunktsenergie (es gibt keinen Zustand absoluter Ruhe)

Slide 79 34

Das Elektron im Kasten

• Ladungsverteilung ist nicht gleichmaßig im Raum verteilt

• ∝ |ψ(x)|2 (Bornsche Interpretation der Wellenfunktion)

• eine Quantenzahl dient der Charakterisierung der Wellenfunktion

• Anzahl der Quantenzahlen wachst mit der Zahl der Dimensionen

Slide 80 Schrodinger-Gleichung

• eine partielle Differentialgleichung

• es ergeben sich mehrere (i.d.R. unendlich viele) Losungen (= Zustande)

• Die Wellenfunktion eines einzelnen Teilchen (Einteilchen-WF) nenntman auch Orbital

(s. Mortimer, Abb. 6.11/12)

6.6 Quantenzahlen

Slide 81 Quantenzahlen

• Die ebenen Wellen werden durch Quantenzahlen abgezahlt

• Hauptquantenzahlen n = 1, 2, 3, . . .

• Nebenquantenzahlen l = 0, 1, . . . , n− 1 (Drehimpuls)

• (entsprechend s, p, d, f . . .)

• magnetische Quantenzahl m = −l,−l+1, . . . , l−1, l (’Orientierungen’)

• magnetische Spinquantenzahl ms = −12,+1

2

• die Orbitale zu verschiedenen magnetischen Quantenzahlen konnen imMagnetfeld unterschieden werden.

Slide 82 35

Orbitale(s. Mortimer, Abb. 6.13/14)

Slide 83 Orbitale(s. Mortimer, Abb. 6.15)

Slide 84 Orbitale(s. Mortimer, Abb. 6.18)

Slide 85 H-Orbitale(s. Mortimer, Abb. 6.17)

Slide 86 Pauli-Prinzip

• Wolfgang Pauli formulierte das Ausschließungsprinzip

• danach durfen Elektronen nicht in allen 4 Quantenzahlen ubereinstim-men

• da die Elektronen zwei Werte der magnetichen Spin-Quantenzahl, konnen2 (gepaarte) Elektronen eine raumlich gleiches Orbital besetzen

• Die Energiewerte der Zustande nehmen generell mit n zu

• außerdem mit l

•

s. (Mortimer, Abb. 6.21)

Slide 87

36

Hundsche Regeln

• Die Elektronenkonfiguration (d.h. die Zuordnung zwischen Elektronenund Quantenzahlen) entsteht dadurch, dass die energetisch niedrigstenZustande besetzt werden.

• dabei sind die Hundschen Regeln zu beachten

• Die Regel der maximalen Spinmultiplizitat besagt, dass die Energie ei-ner Elektronenkonfiguration minimal ist, wenn es eine maximale Zahlvon ungepaarten Spins innerhalb einer Unterschale gibt (grob verein-facht!)

• . . .

Slide 88 Elektronenkonfiguration

• die Verteilung der Elektronen auf die Orbitale nennt man Elektronen-konfiguration

• Verteilung der ersten Elemente kann man ableiten, wenn man annimmt,dass die Elektronen die Schalen nach steigendem n und innerhalb derSchalen nach steigendem l einnehmen

• da jedes Raumorbital durch 2 Elektronen (ms = ±12) besetzt werden

kann, verwendet man zur Darstellung Pfeile (↑ und ↓)

Slide 89 Elektronenkonfigurationist eine Konsequenz aus Elektronenabstoßung und Spin(s. Mortimer, Tab. 6.4)

Slide 90 Magnetismus

• die Existenz gepaarter und ungepaarter Elektronen (Spins) in Substan-zen ist messbar:

• aufgrund ihres Spins haben Elektronen ein magnetisches Moment

37

• Elemente mit ungepaarten Elektronen zeigen daher Magnetismus (nichtFerromagnetismus)

• eine paramagnetische Substanz besitzt ungepaarte Elektronen

• diamagnetische Substanzen besitzen nur gepaarte Elektronen

Slide 91 Magnetismus(s. Mortimer, Fig 6.20)

Slide 92 Quantenzahlen

Slide 93 Quantenzahlen

38

Slide 94 Aufbauprinzip

Slide 95

39

Aufbauprinzip

Slide 96 Aufbauprinzip

40

Slide 97 Elektronenkonfigurationen

Slide 98 Periodensystem

41

https://commons.wikimedia.org/wiki/Periodic Table of Elements

Slide 99 Periodensystem

• halb- und vollstandig besetzte Schalen mit besonderer Stabilitat

• s,p-Elektronenschalen werden aufgefullt: Hauptgruppenelemente

• d-Elektronenschalen werden aufgefullt: Nebengruppenelemente

• 4f -Elektronenschalen werden aufgefullt: Lanthanoide

• 5f -Elektronenschalen werden aufgefullt: Actinoide

• innere aufzufullende Schalen: sehr ahnliche Eigenschaften der Elemente

42

7 Eigenschaften der Atome

Slide 100 Bindungsarten

• bei der Ionen-Bindung gehen (formal) Elektronen von einem (elektro-positiven) Atom auf ein (elektronegatives) Atom uber

• in einer kovalenten Bindung teilen sich Atome gemeinsam Elektronen.

• Einfachbindung: ein Elektronenpaar wird geteilt

• Doppelbindung: zwei Elektronenpaare werden geteilt

• Dreifachbindung: drei Elektronenpaare werden geteilt

• metallische Bindungen entstehen durch delokalisierte Elektronen (’Elek-tronengas’)

• Frage: wann treten Rein- und Mischformen auf?

• einige Eigenschaften der Atome andern sich sehr systematisch im PSEund sind die Konsequenz der elektronischen Struktur (’Elektronenkon-figuration’) der Atome

7.1 Kovalenzradien

Slide 101 Große von Atomen• der Atomkern ist ca 104 mal

kleiner im Durchmesser alsdas Atom

• woher ruhrt dann die Großeder Atome?

• von der Pauli-Repulsion(Abstoßung) zwischen denElektronen der verschiede-nen Atome

(s. Mortimer Abb. 7.1)

Slide 102

43

Kovalenzradien

• das Minimum der Potenzialkurve entspricht dem Gleichgewichtsabstand(Bindungslange)

• die halbe Bindungslange in einem Molekul aus gleichen Atomen ist derKovalenzradius

• er entspricht in etwa dem Radius des Atoms in einer kovalenten Bin-dung

• wirken dagegen nur (schwachere) van der Waals-Krafte zwischen denAtomen, dann ist der Radius des Atoms großer

• außerdem hangt er vom Ladungszustand ab (Atom ↔ Ion)

Slide 103 Kovalenzradien(s. Mortimer Tab. 7.1/ Bsp. 7.1) (s. Mortimer Tab 7.1/ Bsp. 7.1)

Slide 104 Kovalenzradien(s. Mortimer Fig. 7.2/7.3)

7.2 Ionisierungsenergie

Slide 105 Ionisierungsenergie

• die Energie, um einem Atom im Grundzustand das am schwachstengebundene Elektron zu entreißen, heißt 1. Ionisierungsenergie I(A)

A(g)→ A+(g) + e−

• fur Natrium z.B. 496 kJ/mol

• meist in Elektronenvolt pro Atom (eV/Atom) angegeben

• nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu

44

• nimmt innerhalb einer Hauptgruppe mit zunehmender Ordnungszahlab

• Metalle haben meistens relativ niedrige Ionisierungsenergien

• analog: 2. Ionisierungsenergie: A+(g)→ A2+(g) + e−

• Ionisierungsenergien sind stets positiv

Slide 106 Ionisierungsenergie(s. Mortimer Fig. 7.4/7.5)

7.3 Elektronenaffinitaten

Slide 107 Elektronenaffinitat

• die Energie, um einem Atom im Grundzustand ein Elektron hinzu-zufugen, heißt 1. Elektronenaffinitat EA(a)

A(g) + e− → A−(g)

• das neue Elektron wird von den anderen Elektronen abgestoßen

• fur die meisten Atome ist die 1. Elektronenaffinitat negativ, es wirdalso bei der Aufnahme eines Elektrons Energie freigesetzt

• kleine Atome haben eine großere Tendenzu zur Elektronanaufnahme

• (starkere Kern-Elektron-Anziehung)

• entsprechendd der Atomradien sollte man negativere Elektronenaffi-nitaten innerhalb einer Periode erwarten

• analog: 2. Elektroaffinitaten

Slide 108 Elektronenaffinitat(s. Mortimer, Tab. 7.3)

45

7.4 Atom- und Ionenradien

Slide 109 Atom- und Ionenradien:(s. Mortimer Abb. 7.12)

• Kationen sind kleiner als Atome

• Anionen sind großer als Atome

• innerhalb einer Gruppe werden Atome/Ionen von oben nach untengroßer

7.5 Ionenbindung und Gitterenergie

Slide 110 Ionenbindung

• Natrium in der 1. Hauptgruppe hat ein Valenzelektron

• Chlor in der 7. Hauptgruppe hat 7 Valenzelektronen

• fur die ReaktionNa + Cl Na+ + Cl−

muss die Energie I(Na) - EA(Cl) = 496 - 349 kJ/mol = 147 kJ/molaufgebracht werden

• Natrium-Ion und Chlorid-Ion haben jeweils eine vollbesetzte Edelgas-schale (+)

46

• aber die Bildung eines Ionenpaares kostet Energie (-):

• Frage: warum sollte die Natur sowas machen?

• Antwort: weil man durch Bildung eines koordinativen IonenkristallsEnergie gewinnen kann

Slide 111 Ionenkristall (NaCl)

• kein Chloridion gehort exklusiv zu einem Natriumion (und umgekehrt)

• stattdessen ist jedes Natrium-Ion von 6 Chlorid-Ionen umgeben . . .

• . . . und jedes Chlorid-Ion von 6 Natrium-Ionen

• Die Zahl der nachsten Nachbarn heißt Koordinationszahl

• da die nachsten Nachbarn immer entgegengesetzt geladen sind, uber-wiegen die Anziehungskrafte zw. nachsten Nachbarn die Abstoßungs-krafte zw. ubernachsten Nachbarn

• die Nettoanziehung halt den Ionenkristall zusammen

• Na+ und Cl− sind isoelektronisch mit Neon bzw. Argon-Atomen

(s. Mortimer, Abb. 7.7)

Slide 112 Gitterenergie

• beim Zusammenfugen von (unendlich weit) entfernten positiven undnegativen Ionen wird die Gitterenergie freigesetzt

Na+(g) + Cl−(g) NaCl(s)

∆H0f = −411 kJ/mol

• nicht direkt messbar

• wenn man z.B. NaCl verdampft, bilden sich keine Ionen, sondern win-zige NaCl-Kristalle

47

• das Ionengas ist experimentell nicht herstellbar

• aber: berechenbar mittels eines Born-Haber-Kreisprozesses

• (der seinerseits auf dem Satz von Hess beruht)

Slide 113 Born-Haber-Kreisprozess

• SublimationsenthalpieNa(s) Na(g) ∆Hsub = 108 kJ/mol

• Dissoziationsenergie12

Cl2(g) Cl(g) 12

∆Hdiss = 12

· 243 kJ/mol

• IonisierungsenergieNa(g) Na+(g) + e− EI = 496 kJ/mol

• ElektronenaffinitatCl(g) + e− Cl−(g) EA = −349 kJ/mol

• GitterenergieCl−(g) + Na+(g) NaCl(s) ∆Hgitter =?

• ∆Hgitter = ∆H0f − ∆Hsub − 1

2∆Hdiss − EI − EA − ∆Hion

= -411 – 108 – 122 – 496 + 349 = -788 kJ/mol

Slide 114 GitterenergienVerb.-Typ Salz Ionen Summe der ∆Hgitter

Ionenradien/pm (kJ/mol)1+,1– NaCl Na+, Cl− 95 + 181=276 –788

CsCl Cs+, Cl− 169 + 181=350 –6691+,2– Na2O Na+, O2− 95 + 140 = 235 –25701+,2– Cs2O Cs+, O2− 169 + 140 = 309 –20902+,1– MgCl2 Mg2+, Cl− 65 + 181 = 246 –25252+,2+ MgO Mg2+, O2− 65 + 140 = 205 –3890

Wichtigkeit der Einflussgroßen

48

1. Ladungsprodukt

2. Ionengroße

Slide 115 Energetik

• es werden keine Na2+-Ionen gebildet, weil die sehr viel hohere 2. Ioni-sierungsenergie nicht mehr durch die hohere Gitterenergie kompensiertwerden konnte

• analog fur Cl2−

• 1. und 2. Ionisierungsenergie bzw. Elektronenaffinitaten sind sehr un-terschiedlich!

• fur Ubergangsmetalle (Nebengruppenelemente) gleicht sich die hohereEnergie fur die Bildung hoherer Ladungen (z.B. Fe3+ vs. Fe2+) und dieerhohte Gitterenergie in etwa aus

• hier stammen die Elektronen aus den inneren Elektronenschalen

• Ionenkristalle mit mehreren Valenzstufen der Kationen sind moglich

Slide 116 Nomenklatur

• Kationen: Elementname-IonNa+ heißt Natrium-IonMg2+ heißt Magnesium-Ion

• Mehratomige Kationen mit H-Atomen: . . .oniumH3O

+: HydroniumNH+

4 : AmmoniumN(CH3)

+4 : Tetramethylammonium

• Anionen: . . .id

• Anionen mit Sauerstoff: per. . .at, . . .at, . . .it, hypo. . .it, je nach Zahl derSauerstoffatome

Slide 117 49

Nomenklatur:

50

8 Die kovalente Bindung

8.1 Konzept

Slide 118 Konzept der kovalenten Bindung

• bei den ionischen Reaktionen zw. Metallen und Nichtmetallen, gebendie Metalle Elektronen ab, die Nichtmetalle nehmen Elektronen auf

• wenn Atome von Nichtmetallen in Wechselwirkung treten, kommt esnicht zur Ubertragung von Elektronen

• Stattdessen binden sich Atome uber Elektronen aneinander, sie teilendie Elektronen

• eine Einfachbindung besteht aus einem Paar von Elektronen

• fur das einfachste Molekul, H2, schreiben wir H H oder H H

Slide 119 Valenzbindungstheorie

• jeder Bindungsstrich symbolisiert 2 Elektronen

• Elektronen, die nicht an Bindungen beteiligt sind werden als Punkte (jeein Punkt pro Elektron) oder Striche fur zwei Elektronen (sog. ’lonepairs’, ’freie Elektronenpaare’) angedeutet.

• Zahl der kovalenten Bindungen, an denen ein Elektron eines Atomsbeteiligt ist, ergibt sich aus der Zahl der Valenzelektronen

• dies sind, bis zur Erfullung der Oktettregel, 8-N Bindungen (8-N-Regel)

• Mehrfachbindungen durch Doppel- oder Dreifachstriche

Slide 120 Beispiele

• oder F F

•

Slide 121 51

Beispiel(s. Mortimer, Kapitel 8.1)

Slide 122 Uberlappung von Orbitalen (Wellenfunktionen)(s. Mortimer, Abb. 8.1)

Slide 123 Bindung durch Interferenz

Slide 124 Bindung durch Interferenz

52

Slide 125 Bindung durch Interferenz

53

8.2 Ubergange zw. Ionen- und kovalenter Bindung

Slide 126 Ubergange zw. Ionen- und kovalenter Bindung

• meist ist die Fahigkeit zur Elektronenaufnahme und -abgabe von Ato-men in einer Bindung ungleich verteilt

• auch gibt es kaum reine Ionenbindungen

• ein positiv geladenes Ion deformiert (’polarisiert’) die Elektronenver-teilung des Anions

• Deformation und kovalenter Charakter sind korreliert.

• je großer (schwacher gebundene Elektronen) das Anion und je kleinerdas Kation, desto starker die Deformation der Elektronenwolke (Pola-risierbarkeit)

Slide 127 54

polare kovalente Bindungen

• Ungleiche Ladungsverteilun außert sich in δq und Abstand d

• dem entspricht ein Dipolmoment µ = δq · d

• Molekule mit Dipolmoment, wie z.B. Br–Cl, werden durch elektrischeSpannung orientiert

• das Dipolmoment wird dadurch in einem Plattenkondensator messbar

(s. Mortimer Abb. 8.2)

Slide 128 Orientierung von makroskopischen Proben im elektrischen Feld(s. Mortimer Abb. 8.3)

8.3 Elektronegativitat

Slide 129 Elektronegativitat

• Elektronegativitat ist ein Maß fur die Fahigkeit eines Atoms, Bindungs-elektronen in einem Molekul an sich zu ziehen

• . . . eine Bindung zu polarisieren

• polare Bindung immer stabiler als unpolare

• nach Pauling (1932): basierend auf Bindungsenergien

• von der hypothetischen Bindungsenergien von unpolarem X–Z wurdeder Mittelwert von X–X und Z–Z abgezogen

• Skalierung durch Festlegung des Wertes 4.0 fur Fluor

• das Verfahren nach Mulliken basiert auf Elektronenaffinitaten und Io-niserungsenergien

• das Verfahren von Allred und Rochow basiert auf elektrostatischen An-ziehungskraften

Slide 130 55

Elektronegativitaten(s. Mortimer Fig. 8.4/5)

Slide 131 Formalladungen(s. Mortimer Kap. 8.4)

Man weist dem Stickstoff eine Formalladung von +1 zu, da er bei halfti-ger Zahlung der geteilten Elektronen 4 (statt 5) Valenzelektronen erhalt.H-Atome haben Formalladung 0 (1 von 1)

Slide 132 Ladungstypen(s. Mortimer Kap. 8.4)

Slide 133 Beispiel: CO(s. Mortimer Kap. 8.4)

Slide 134 Beispiel: Salpetersaure(s. Mortimer Kap. 8.4)

Slide 135 Beispiel: Salpetersaure(s. Mortimer Kap. 8.4)

8.4 Mesomerie

Slide 136

56

Mesomerie (Resonanz)

• mesomere Grenzformeln

• tatsachliche Struktur ist Zwischending zw. den Grenzformeln

• Beispiel Carbonation CO2−3

• man sagt, die Ladung sei delokalisiert

(s. Mortimer Kap. 8.5)

Slide 137 Mesomerie:

• Summe aller Formalladungen einer mesomeren Grenzformel entsprichtder Gesamtladung des Ions

• fur das Carbonat-Ion sind alle Grenzformeln gleichwertig

• fur das Nitrat-Ion sind 2 gleichwertig, eine ist unwahrscheinlich, eineist ganz unmoglich

• Mischfalle?

Slide 138 Regeln fur das Aufstellen von Grenzformeln

• Grenzformeln unterscheiden sich nur in der Verteilung der Elektronen(nicht in der Anordung der Atome)

• 2 aneinander gebundene Atome sollten keine Formalladungen mit glei-chem Vorzeichen haben

• wichtigste Grenzformeln haben die geringste Anzahl von Formalladun-gen und die kleinsten Betrage

• gunstigstenfalls haben sie gar keine Formalladungen

• die Verteilung der positiven und negativen Formalladungen sollten denElektronegativitaten folgen

• eine hohere Zahl von gunstigen Grenzformeln ist haufig ein Zeichen furStabilitat

Slide 139 57

Beispiel N2O(s. Mortimer Bsp. 8.4)

Slide 140 Illustrationen(s. Mortimer Kap. 8.5)

58