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Commit 391ea7a1 authored by Alexander Schoch's avatar Alexander Schoch
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......@@ -7,6 +7,7 @@
- Lewis
- Komplexe
- MO
- reaktionen, ausgedeutscht
}
......@@ -290,7 +291,8 @@ Das Lewis-Strukturmodell erlaubt uns, chemische Verbindung graphisch darzustelle
\item Generell erfüllen Atome aus der zweiten Periode ($n = 2$) die Oktettregel: Bei den Atomen C, N, O und F müssen immer \textit{vier} anliegende Striche gezeichnet sein, sonst ist etwas falsch.
\end{enumerate}
\begin{figure}[h]
\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
\begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
\centering
\chemfig{H-C(-[2]H)(-[6]H)-H}
......@@ -308,6 +310,7 @@ Das Lewis-Strukturmodell erlaubt uns, chemische Verbindung graphisch darzustelle
\caption{Benzol}
\end{subfigure}
\caption{Lewis-Formeln für einige Verbindungen}
\end{mdframed}
\end{figure}
......@@ -336,7 +339,8 @@ Tipps:
\item H ist meistens +I (ausser wenn mit H gebunden oder als Hydrid)
\end{itemize}
\begin{figure}[h]
\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
\centering
\begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
\centering
......@@ -360,6 +364,7 @@ Tipps:
\caption{Grignard-Reagenz einer Formylgruppe}
\end{subfigure}
\caption{Oxidationszahlen aller Atome für einige ausgewählte Moleküle}
\end{mdframed}
\end{figure}
\subsection{Formalladungen}
......@@ -372,7 +377,8 @@ Während für die Bestimmung der Oxidationszahlen beide Bindungselektronen dem \
\end{itemize}
\begin{figure}[h]
\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
\begin{minipage}{0.5\linewidth}
\centering
\chemfig{
......@@ -382,9 +388,11 @@ Während für die Bestimmung der Oxidationszahlen beide Bindungselektronen dem \
\begin{minipage}{0.49\linewidth}
\caption{Lewis-Formel von Ozon. Wenn alle Bindungen homolytisch gespalten werden, besitzt das linke Sauerstoffatom \ce{6e-} und ist somit formal neutral, das Mittlere erhält \ce{5e-} und ist somit formal positiv geladen und das Rechte erhält \ce{7e-} und besitzt somit eine negative Formalladung.}
\end{minipage}
\end{mdframed}
\end{figure}
\begin{figure}[h]
\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
\begin{minipage}{0.5\linewidth}
\caption{Lewis-Formel von Kohlenmonoxid. Nach der homolytischen Spaltung der Dreifachbindung besitzen beide Atome \ce{5e-}, was zu den eingezeichneten Formalladungen führt.}
\end{minipage}
......@@ -394,15 +402,32 @@ Während für die Bestimmung der Oxidationszahlen beide Bindungselektronen dem \
\lewis{4,O}(-[2,0.4,,,,draw=none]\oplus)~\lewis{0,C}(-[2,0.4,,,,draw=none]\ominus)
}
\end{minipage}
\end{mdframed}
\end{figure}
\begin{figure}[h]
\begin{mdframed}
\begin{minipage}{0.5\linewidth}
\centering
\chemfig{
\chembelow{N}{\oplus}(=[2]\lewis{13,O})(-[:-30]\lewis{26,O}H)(-[:-150]\lewis{246,O}-[6,0.3,,,,draw=none]\ominus)
}
\end{minipage}
\begin{minipage}{0.49\linewidth}
\caption{Lewis-Formel von Salpetersäure. Nach einer homolytischen Spaltung aller Bindungen besitzt das Stickstoff-Atom \ce{4e-} und ist somit positiv geladen, das linke Sauerstoffatom besitzt dann \ce{7e-} und ist somit formal negativ geladen.}
\end{minipage}
\end{mdframed}
\end{figure}
\subsection{Resonanz}
Resonanz beschreibt das Konzept, dass sich $\pi$-Bindungen nicht dort befinden \textit{müssen}, wo sie in der Lewis-Formel eingezeichnet werden. Benachbarte, parallel zueinander stehende p-Orbitale bilden nämmlich $\pi$-Systeme und somit kommen die Elektronen \textit{delokalisiert} (\enquote{nicht einem besteimmten Ort zugehörig}) vor. Verschiedene Grenzformen eines Teilchens mit $\pi$-Systemen nennt man \textit{Resonanz- oder Grenzstrukturen}.\par\smallskip
Eine Molekülstruktur kann nicht einer bestimmten Grenzstruktur zugeordnet werden. Vielmehr ist sie alle Grenstrukturen gemeinsam, und das Molekül und seine Eigenschaften wird durch all seine Grenzstrukturen beschrieben.
\begin{figure}[h]
\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
\centering
\begin{subfigure}[b]{0.47\linewidth}
\centering
......@@ -423,11 +448,53 @@ Eine Molekülstruktur kann nicht einer bestimmten Grenzstruktur zugeordnet werde
\caption{Resonanzstrukturen von Kohlenmonoxid: Durch die Verschiebung einer $\pi$-Bindung auf das Sauerstoffatom wird eine weitere Resonanzstruktur erreicht werden. Beacte, dass bei C dann die Oktettregel nicht erfüllt wird und diese Resonanozstruktur also eine tiefe Gewichtung besitzt.}
\end{subfigure}
\caption{Durch das Verschieben von Elektronenpaaren können verschiedene Grenzstrukturen desselben Moleküls formuliert werden.}
\end{mdframed}
\end{figure}
Am folgenden Beispiel soll anhand von Chlorsäure (\ce{HClO3}) und Chloriger Säure (\ce{HClO2}) erläutert werden, wie chemische Eigenschaften durch Resonanz erklärt werden können.
\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
\begin{subfigure}[b]{0.5\linewidth}
\centering
\schemestart
\chemfig{\lewis{2,Cl}(=[@{7}:-150]@{8}O)(=[@{5}:-70]@{6}O)(-[@{4}:-30]@{3}\chemabove{O}{\ominus})}
\schemestop
\chemmove{\draw[shorten <=8pt,shorten >=2pt]
(3).. controls +(90:5mm) and +(60:4mm).. (4);}
\chemmove{\draw[shorten <=2pt,shorten >=2pt]
(5).. controls +(30:5mm) and +(30:4mm).. (6);}
\chemmove{\draw[shorten <=2pt,shorten >=2pt]
(6).. controls +(-150:4mm) and +(-150:5mm).. (5);}
\chemmove{\draw[shorten <=2pt,shorten >=2pt]
(7).. controls +(-60:5mm) and +(-60:4mm).. (8);}
\chemmove{\draw[shorten <=2pt,shorten >=2pt]
(8).. controls +(120:4mm) and +(120:5mm).. (7);}
\caption{Resonanzstabilisierung von Chlorsäure}
\end{subfigure}
\begin{subfigure}[b]{0.49\linewidth}
\centering
\schemestart
\chemfig{\lewis{13,Cl}(=[@{7}:-150]@{8}O)(-[@{4}:-30]@{3}\chemabove{O}{\ominus})}
\schemestop
\chemmove{\draw[shorten <=8pt,shorten >=2pt]
(3).. controls +(90:5mm) and +(60:4mm).. (4);}
\chemmove{\draw[shorten <=2pt,shorten >=2pt]
(7).. controls +(-60:5mm) and +(-60:4mm).. (8);}
\chemmove{\draw[shorten <=2pt,shorten >=2pt]
(8).. controls +(120:4mm) and +(120:5mm).. (7);}
\caption{Resonanzstabilisierung von Chloriger Säure}
\end{subfigure}
\caption{Es ist sichtbar, dass das Säurerestanion der Chlorsäure, Chlorat, die negative Ladung über mehrere Sauerstoffatome verteilen kann und ist deshalt thermodynamisch stabiler als das Säurerestanion der Chlorigen Säure, Chlorit, wobei Pfeile die Verschiebung von \textit{Elektronenpaaren} beschreiben. Eine erhöhte Stabilität des Säurerestanions bedeutet gleichzeitig, dass die zugehörige Säure stärker wird: $\text{pK}_{\text{s,}\ce{HClO3}} < \text{pK}_{\text{s,}\ce{HClO2}}$}
\end{mdframed}
\end{figure}
% TODO: einkommentieren
\cmt{
\subsection{Molekülorbitale}
\begin{figure}[h]
\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
\begin{minipage}{0.5\linewidth}
\centering
\begin{modiagram}[labels,names]
......@@ -445,9 +512,48 @@ Eine Molekülstruktur kann nicht einer bestimmten Grenzstruktur zugeordnet werde
\begin{minipage}{0.49\linewidth}
\caption{MO-Diagramm von \ce{H2}.}
\end{minipage}
\end{mdframed}
\end{figure}
\begin{figure}[h]
\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
\begin{subfigure}[b]{0.5\linewidth}
\centering
\begin{modiagram}[labels,names]
\atom[O]{left}{
2p = { 0; pair, up, up},
}
\atom[O]{right}{
2p = { 0; pair, up, up},
}
\molecule[\ce{O2}]{
2pMO = {2; pair, pair, pair, up, up},
}
\end{modiagram}
\caption{Triplett-Sauerstoff \ce{^3O2}, paramagnetisch}
\end{subfigure}
\begin{subfigure}[b]{0.49\linewidth}
\centering
\begin{modiagram}[labels,names]
\atom[O]{left}{
2p = { 0; pair, up, up},
}
\atom[O]{right}{
2p = { 0; pair, up, up},
}
\molecule[\ce{O2}]{
2pMO = {2; pair, pair, pair, pair},
}
\end{modiagram}
\caption{Singlett-Sauerstoff \ce{^1O2}, diamagnetisch}
\end{subfigure}
\caption{MO-Diagramme von \ce{^3O2} und \ce{^1O2}.}
\end{mdframed}
\end{figure}
\begin{figure}[H]
\begin{mdframed}
\begin{minipage}{0.5\linewidth}
\caption{MO-Diagramm von \ce{NO}. Durch das ungepaarte Elektron im $2\pi_y^*$-Orbital ist NO ein Radikal.}
\end{minipage}
......@@ -465,8 +571,18 @@ Eine Molekülstruktur kann nicht einer bestimmten Grenzstruktur zugeordnet werde
}
\end{modiagram}
\end{minipage}
\end{mdframed}
\end{figure}
\subsubsection{Bindungsordnung}
Mittels MO-Diagrammen kann für eine Bindung dann auch die so genannte \textit{Bindungsordnung} berechnet werden:
\begin{equation}
\text{BO} = { n_\text{Bindend} - n_\text{Antibindend} \over 2}
\end{equation}
}
\section{VSEPR/VSEPD}
W\"ahrend die Lewis-Struktur aufzeigen kann, welche Atome wie miteinander binden, ist das VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) Modell dazu da, um zu zeigen, wie die Atome r\"aumlich mit einander stehen. VSEPR wird immer nach dem gleichen Schema angewandt.
......
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