THEMA 5. Kovalente Bindung. Methode der Valenzbindung.
Aufgabe 1. Erstellen Sie für Natriumhydrogensulfat die grafische Formel und geben Sie die Arten der chemischen Bindung im Molekül an: ionisch, kovalent, polar, kovalent unpolar, koordinativ, metallisch, Wasserstoffbindung.
Lösung: NaHSO4-

Bindung O – Na – ionisch
Bindung O – S – kovalent polar
Bindung O – H – kovalent polar

Aufgabe 2. Erstellen Sie die grafische Formel von Ammoniumnitrit und geben Sie die Arten der chemischen Bindung in diesem Molekül an. Zeigen Sie, welche Bindungen bei der Dissoziation „brechen“. Erklären Sie, was eine Wasserstoffbrücke ist? Geben Sie Beispiele für ihren Einfluss auf die Eigenschaften von Stoffen.

N – H – kovalent-polare Bindung
Zwischen NH4+ und NO2- – ionische Bindung
Wasserstoffbrücken. Diese Bindung entsteht bei Verbindungen eines Wasserstoffatoms mit Atomen hoher Elektronegativität (N, O, F). Die gebildeten Verbindungen weisen hohe Polarität auf, es entsteht ein Dipol, bei dem das Wasserstoffatom am positiven Ende steht. Dieser Dipol kann mit einem freien Elektronenpaar von Sauerstoff (oder Stickstoff, Fluor), das zu einem anderen oder demselben Molekül gehört, wechselwirken. Diese Wechselwirkung wird als Wasserstoffbindung bezeichnet.
Die Wasserstoffbindung kann sein:

  • intermolekular, z.B. in Wassermolekülen (H2O), Ammoniak (NH3), Fluorwasserstoffsäure (HF)

  • intramolekular, z.B. Proteine, 2-Hydroxybenzaldehyd
    Gemäß der Änderung der Molekularmassen in den Reihen:
    H2O – H2S – H2Se – H2Te
    HF – HCl – HBr – HI
    NH3 – AsH3 – SbH3
    sollte der Siedepunkt allmählich ansteigen, jedoch zeigen Wasser (H2O), Ammoniak (NH3) und Fluorwasserstoffsäure (HF) anomal hohe Siedepunkte, was durch das Vorhandensein von Wasserstoffbrücken erklärt wird.
    Die stärkste Bindung wird bei Fluorwasserstoffsäure (HF) erwartet (F ist das elektronegativste Element), jedoch siedet Wasser bei höherer Temperatur, da Wasser zwei Wasserstoffbrücken ausbildet.

Aufgabe 3. Geben Sie die Arten der chemischen Bindungen in den folgenden Molekülen an: CH3Br, CaO, I2, NH4Cl. Was sind die Haupteigenschaften dieser Bindungsarten?
Lösung.
CH3Br – kovalente Bindung. Kovalente Bindung entsteht zwischen Atomen mit ähnlichen oder gleichen Elektronegativitäten. Diese Bindung kann als elektrostatische Anziehung der Atomkerne zu einem gemeinsamen Elektronenpaar betrachtet werden. Im Gegensatz zu ionischen Verbindungen werden Moleküle kovalenter Verbindungen durch intermolekulare Kräfte zusammengehalten, die viel schwächer sind als chemische Bindungen. Daher ist kovalente Bindung durch Sättigung charakterisiert – es entsteht eine begrenzte Anzahl von Bindungen.
Atomorbitale sind räumlich orientiert, sodass bei Bindungsbildung die Überlappung der Elektronenwolken in bestimmter Richtung erfolgt. Dies ist die Richtungseigenschaft der kovalenten Bindung.

CaO – ionische Bindung. Einzelne Atome eines Elements streben eine stabile Oktettstruktur an, indem sie Elektronen verlieren oder aufnehmen. Atome, die Elektronen aufnehmen, sind negativ geladen (Anionen), Atome, die Elektronen verlieren, sind positiv geladen (Kationen). Treffen Anionen und Kationen zusammen, entsteht eine chemische Bindung, die ionische Bindung genannt wird, und die Verbindung ist ionisch. Ionische Verbindungen entstehen bei Atomen mit großer Elektronegativitätsdifferenz (> 2,1). Bei Verbindung von Metallen mit Nichtmetallen entsteht logischerweise eine ionische Verbindung mit ionischer Bindung, da ihre Elektronegativitäten stark differieren.

Ionische Verbindungen haben oft ähnliche Eigenschaften. Sie bilden Gruppen, die wiederum größere Cluster wie LinClm bilden – Kristalle. Das liegt daran, dass diese Bindungsart keine Richtung oder Sättigung aufweist.

I2 – kovalente unpolare Bindung. Wenn die kovalente Bindung im Molekül aus gleichen Atomen oder Atomen mit gleicher Elektronegativität gebildet wird, ist die Bindung unpolar, d.h. die Elektronendichte verteilt sich symmetrisch. Diese Bindung heißt kovalente unpolare Bindung. Bindungen können einfach, doppelt oder dreifach sein.

NH4Cl – Donor-Akzeptor-Bindung. Ein Spezialfall der kovalenten Bindung, bei der ein Atom als Elektronenpaar-Donor und ein anderes als Akzeptor (mit leerer Orbital) fungiert. Diese Bindung wird oft als koordinative Bindung bezeichnet, da sie häufig bei Komplexverbindungen auftritt. Bei Bildung der Donor-Akzeptor-Bindung wird die Elektronenhülle des Akzeptoratoms um ein Elektronenpaar ergänzt. Neben Atomen und Molekülen können auch Kationen und Anionen Donoren oder Akzeptoren sein. Am Donoratom entsteht eine effektive positive Ladung, am Akzeptoratom eine effektive negative Ladung.
Zwischen NH4+ und Cl- besteht ionische Bindung. Zwischen Stickstoff und Wasserstoff kovalente polare Bindung und eine Donor-Akzeptor-Bindung.

Aufgabe 4. Welche Bindung heißt s- und welche p-Bindung? Welche ist weniger stabil? Zeichnen Sie die Strukturformeln von Ethan C2H6, Ethen C2H4 und Ethin C2H2. Markieren Sie s- und p-Bindungen in den Strukturdiagrammen der Kohlenwasserstoffe.
Lösung: Die gegenseitige Überlappung von Orbitalen kann verschieden erfolgen, da sie unterschiedliche Formen haben. Man unterscheidet σ-, π- und δ-Bindungen.

σ-Bindungen entstehen durch Überlappung der Orbitale entlang der Linie, die durch die Atomkerne verläuft. π-Bindungen entstehen durch Überlappung der Orbitale seitlich der Linie zwischen den Kernen. δ-Bindungen entstehen durch Überlappung aller vier Lappen der d-Orbitale, die in parallelen Ebenen liegen.
Die σ-Bindung ist stabiler als die π-Bindung.

C2H6 – sp3-Hybridisierung.
C–C σ-Bindung (Überlappung 2sp3–2sp3)
C–H σ-Bindung (Überlappung 2sp3-Atomorbital Kohlenstoff und 1s-Atomorbital Wasserstoff)

C2H4 – sp2-Hybridisierung.
Die Doppelbindung besteht aus zwei Bindungsarten – σ- und π-Bindungen (obwohl sie mit zwei gleichen Strichen dargestellt wird, ist deren Ungleichwertigkeit zu beachten). Die σ-Bindung entsteht durch zentrale Überlappung der sp2-hybridisierten Orbitale, die π-Bindung durch seitliche Überlappung der p-Orbitallappen benachbarter sp2-hybridisierter Kohlenstoffatome.
Verbindungsschema Ethen:
C=C σ-Bindung (Überlappung 2sp2–2sp2) und π-Bindung (2pz–2pz)
C–H σ-Bindung (Überlappung 2sp2-Atomorbital Kohlenstoff und 1s-Atomorbital Wasserstoff)

C2H2 – sp-Hybridisierung
Die Dreifachbindung besteht aus einer σ- und zwei π-Bindungen, gebildet von zwei sp-hybridisierten Kohlenstoffatomen.
σ-Bindung entsteht durch zentrale Überlappung sp-hybridisierter Orbitale der benachbarten Kohlenstoffatome; π-Bindungen durch seitliche Überlappung der py- und pz-Orbitallappen.
Bindungsschema Acetylen H–C≡C–H:
C≡C σ-Bindung (Überlappung 2sp–2sp);
π-Bindung (2py–2py);
π-Bindung (2pz–2pz);
C–H σ-Bindung (Überlappung 2sp-Atomorbital Kohlenstoff und 1s-Atomorbital Wasserstoff).

Aufgabe 5. Welche intermolekularen Kräfte heißen Dipol-Dipol (Orientierungs-), Induktions- und Dispersionskräfte? Erklären Sie die Natur dieser Kräfte. Welche Kräfte dominieren in den folgenden Stoffen: H2O, HBr, Ar, N2, NH3?

Lösung: Zwischen Molekülen kann elektrostatische Wechselwirkung entstehen. Die universalste ist die Dispersionskraft, da sie durch Wechselwirkung der Moleküle aufgrund momentaner Mikrodipole verursacht wird. Das gleichzeitige Auftreten und Verschwinden dieser Dipole in verschiedenen Molekülen bewirkt Anziehung; ohne Synchronisation stoßen sich Moleküle ab.
Orientierungswechselwirkung tritt zwischen polaren Molekülen auf. Je größer die Polarität, desto stärker ist die Anziehungskraft, folglich stärker die Orientierungskraft.
Induktionswechselwirkung entsteht durch induzierte Dipole in Molekülen. Treffen ein polares und ein unpolares Molekül zusammen, verformt sich das unpolare Molekül und ein Dipol wird induziert. Der induzierte Dipol zieht sich zum permanenten Dipol des polaren Moleküls an. Die Induktionskraft ist stärker, je größer der elektrische Moment und die Polarisierbarkeit des Moleküls.
Der relative Beitrag der Kräfte hängt von Polarität und Polarisierbarkeit ab: Höhere Polarität erhöht die Orientierungskräfte, größere Polarisierbarkeit verstärkt Dispersionskräfte. Induktionskräfte hängen von beiden ab, spielen aber meist eine untergeordnete Rolle.
Unter den genannten Stoffen treten Orientierung und Induktion bei polaren Molekülen H2O und NH3 auf. Dispersionskräfte dominieren in unpolaren und schwach polaren Molekülen wie HBr, Ar, N2.

Aufgabe 6. Geben Sie zwei MO-Besetzungsschemata bei der Wechselwirkung zweier AO mit Besetzungen an: a) Elektron + Elektron (1+1) und b) Elektron + leeres Orbital (1+0). Bestimmen Sie die Kovalenz jedes Atoms und die Bindungsordnung. In welchen Grenzen liegt die Bindungsenergie? Welche Bindungen kommen im Wasserstoffmolekül H2 und im Molekülion vor?

Lösung:
a) Betrachten wir z.B. K2 und Li2. Es sind s-Orbitale an der Bindungsbildung beteiligt: Bindungsordnung: n = (2-0)/2 = 1
b) Betrachten wir z.B. K2+ und Li2+. Es sind s-Orbitale beteiligt:
n = (1-0)/2 = 0,5. Die Kovalenz jedes Atoms beträgt 1.
Die Bindungsenergie hängt von der Anzahl der Valenzelektronen ab: Je weniger Elektronen, desto geringer die Bindungsenergie. Bei K2, Li2, K2+ und Li2+ liegt die Bindungsenergie im Bereich 200–1000 kJ/mol.
Im H2-Molekül wird die Bindung vom Typ Elektron + Elektron realisiert, im Molekülion H2+ – Elektron + leeres Orbital.

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