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Molekülstruktur und Stoffeigenschaften

- Atom und Molekül Orbitale 
- räumliche Bau von Molekülen 
-unpolare und polare Elektronenpaarbindungen 
- Zwischenmolekulare Kräfte

Ausarbeitung

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Lina 

Deutschland

Gymnasium

Realschule

Chemie

1. Motekülstruktur und Stoffeigenschaften 1.1. Atomordeciale und Molehilobidte 04.10.21 alerastrichschreilwaise - Wiedepholing Bsp: Natrium Berglium silcium Tellur Calcium Zinn Antomion Xenon Brom Na Be Si- Te Ca. Sn. Sb. Xel 1Br. - warscheinlicher Aufenhalisraum der Eleutronep = Ort on otem sich bis su 2 Elektronen dishalter kömpen Natrium silcium Antomion Strontium Brom Schwefel Kohlensloff Aluminium Gricusloff 2 2 4 4 3 2 1 2 2 einfach besetzes Orbital doppell besetzics Orbital Molehuiorbitale und Lewis-Formel Fluor F F F - FI Durch den libergang von Atomorbitalen bilden sicp 1 1 1 Molehulorbitale e gemeinsamer Aufenthdats be ereich. 1 Mit 2 Electrones besetale Molecurolbitale bewire eine Eleutropenpoatbindung (=Almhindung) Alom + Atom Wiederholung Begriffe Summenformel z.B. H2O (Molehul) Verhältnisformel z.B. NaCl (Sala) Lewis- - Formel z.B. H - N - H - - H 1.2. der raumliche Bau von Molekülen lewis - Formel räumliche struktor Bsp. H and I H Methan - Molehul inst schout weg H - C - H I C 1111 H CH4 H H H 10 11 Einfo chbindungen tetraedisch schoult 20 mir Negativ geladene "Elektronenwolken" stoßen sich ab und nehmen den max. Abstand voneinander ein. Elektronenpaarabstoßungsmodell (EPA) nicht- bindendes Eleutrohenpaatr N Ammoniale - Moleyul H 107,3° "III It H - N - H NH3 H I =3 Einfochbindungen H trigandl-pyramidale 1 nichtbindendes E - Pdar 0 Wasser-Moleuõ) 104,5° x N H2O H - 0 H H H = 2 Einfachbbnogungen, gewinhelt 2 nicht bindende E-Pdare Das Orbital eines nicht-bindenden Elektronenpaars nimmt einen größeren Raum ein als das Orbital eines bindenden Elektronenpaars 1.2. der räumliche Bau von Moleküken lewis - Formel räumliche struktur Bsp. 190° Kohlenstoffdioxid (o = C TO - C = o) - Moleuol / CO2 linear = 2 Doppelbindungen or 0' Fommlehyd-Moterol (CH2O) II 11 121° H - C - H C = 1 Doppelbindung, / H 118° H 2 Einfachbindungen Für die räumliche Struktur werden Mehrfachbindungen wie Einfachbindungen behandelt, mit dem Zusatz, dass Mehrfachbindungen mehr Raum einnehmen. 1.3 Unpolare und polare Elektronenpaarbindungen 25.10.21 Bei einer unpolaren Elektronenpaarbindung sind die Bindungselektronen symmetrisch (gleichmäßig) zwischen den Atomen verteilt. Bsp. Wasserstoff-Molekül H2 H-H-H Bei einer polaren Elektronenpaarbindung ist das Bindungspaar näher zu einem der beiden Atomen verschoben. Bsp. Wasserstoffchlorid-Molekül Hcl H Cl Partialladung (lat. pars=Teilladung) kennzeichnen It " delta plus" die Atome in einer polaren Bindung J - " delta minus" Die Elektronegativität (EN) beschreibt die Stärke, mit der ein Atom die Elektronen innerhalb einer Bindung an sich zieht. Wir berechnen uns die Differenz der EN-Werte (/EN) H2: AEN = 0 Hcl: AEN = 0,96 AEN AEN unpolare Bindung < 0,5 polare Bindung 1,5 < lonenbindung Versuch: Luftballon: Beobachtung: Der Wasserstrahl wird von dem Skizze: geladenen Luftballon angezogen Erklärung: Burette Wassermolekül: I- dagromer Stativ moglich,da I Electrisch anfgeladenes 0 EN O: 3,44 polare Bindung DEN=1124 Luftballon 0,5- 1,5 Wosser- skiani J. 104,5° or EN H: 2,20 - Becherglas polare Nombinding H H LD of da bleines gewinhelt Die Wassermoleküle richten sich mit der positiven-polarisienten Seite zum negativen aufgeladenen Luftballon aus und werden angezogen. Versuch 2: Aufbau siehe Versuch 1, Flüssigkeit Ccl4, (Tetrachlormethan) J- CI Beobachtung: keine Ablenkung des Ccl4-strahls | It J C - Erklärung: EN:C =2,55 DEN = 0,61 C1 will g. EN: Cl = 3,16 S polare Atombindung I CII J- CII Ccl4 besitzt zwar polare Atombindungen, aber aufgrund der räumlichen Struktur ist die positive Partialladung von negativen Partialladung ,eingeschlossen", es gibt keine Molekülpolarität. Ein Molekül ist ein DIPOL, wenn die geometrische Anordnung der polaren Elektronenpaarbindungen zu einer Molekülpolarität führt, d.h. die Partialladung an

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Lina

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