Räumliche Struktur von Molekülen und Dipolmoleküle

Betrachten Sie die gasförmigen Moleküle Berylliumdifluorid, $\mathrm{BeF_2}$, und Bortrifluorid, $\mathrm{BF_3}$. Die Ordnungszahlen der beteiligten Elemente sind $Z(\mathrm{Be}) = 4$, $Z(\mathrm{B}) = 5$ und $Z(\mathrm{F}) = 9$.

1. a) Leiten Sie die Lewis-Formel jedes Moleküls her und geben Sie die VSEPR-Formel vom Typ $\mathrm{AX}_n\mathrm{E}_m$ um das Zentralatom an.
2. b) Geben Sie jeweils die Molekülgeometrie und den zu erwartenden Bindungswinkel an.

Die Moleküle Methan, $\mathrm{CH_4}$, Ammoniak, $\mathrm{NH_3}$, und Wasser, $\mathrm{H_2O}$, bilden eine klassische Reihe valenzisoelektronischer Teilchen mit einem Zentralatom der zweiten Periode. Experimentelle Bindungswinkel: $\alpha(\mathrm{H-C-H}) = 109,5^\circ$, $\beta(\mathrm{H-N-H}) = 107,3^\circ$, $\gamma(\mathrm{H-O-H}) = 104,5^\circ$.

1. a) Geben Sie für jedes der drei Moleküle die VSEPR-Formel an und bestimmen Sie die Elektronenpaargeometrie und die Molekülgeometrie.
2. b) Begründen Sie die beobachtete fortschreitende Abnahme des Bindungswinkels in der Reihe anhand der relativen Abstoßungen zwischen bindenden und freien Elektronenpaaren.

Betrachten Sie die gasförmigen Moleküle Berylliumdifluorid, $\mathrm{BeF_2}$, und Bortrifluorid, $\mathrm{BF_3}$. Die Ordnungszahlen der beteiligten Elemente sind $Z(\mathrm{Be}) = 4$, $Z(\mathrm{B}) = 5$ und $Z(\mathrm{F}) = 9$.

1. a) Leiten Sie die Lewis-Formel jedes Moleküls her und geben Sie die VSEPR-Formel vom Typ $\mathrm{AX}_n\mathrm{E}_m$ um das Zentralatom an.
2. b) Geben Sie jeweils die Molekülgeometrie und den zu erwartenden Bindungswinkel an.

Das Kohlenstoffatom im Methan, $\mathrm{CH_4}$, bildet vier identische Bindungen, die auf die Ecken eines regelmäßigen Tetraeders gerichtet sind, mit Bindungswinkeln von $109,5^\circ$. Gegeben: $Z(\mathrm{C}) = 6$ (Grundzustandskonfiguration: $1s^2\,2s^2\,2p^2$), $Z(\mathrm{H}) = 1$.

1. a) Erläutern Sie das Valenzbindungsmodell mit Hybridisierung, das zur Begründung der vier gleichwertigen Bindungen verwendet wird.
2. b) Geben Sie die Art der Überlappung an, die zu den Bindungen $\sigma$ führt, und stellen Sie kurz klar, warum die Hybridisierung ein Arbeitsmodell und kein beobachtbarer Quantenzustand ist.

Betrachten Sie die Kohlenwasserstoffe Ethen, $\mathrm{C_2H_4}$, und Ethin, $\mathrm{C_2H_2}$. Die Ordnungszahlen sind $Z(\mathrm{C}) = 6$ und $Z(\mathrm{H}) = 1$.

1. a) Beschreiben Sie die Hybridisierung des Kohlenstoffatoms in jedem Kohlenwasserstoff und geben Sie dabei die geometrische Ausrichtung der Hybridorbitale sowie die Anzahl der nicht hybridisierten reinen $p$-Atomorbitale an.
2. b) Bestimmen Sie begründet die Gesamtzahl der $\sigma$- und $\pi$-Bindungen in jedem Molekül und geben Sie an, welche Orbitale sich jeweils überlappen.

Das Tetrachlorkohlenstoff-Molekül, $\mathrm{CCl_4}$, besitzt aufgrund der Elektronegativitätsdifferenz zwischen Chlor ($\chi = 3,16$) und Kohlenstoff ($\chi = 2,55$) stark polarisierte Bindungen. Dennoch zeigen experimentelle Messungen, dass sein gesamtes Dipolmoment null ist ($\mu = 0\,\mathrm{D}$).

1. a) Begründen Sie die Molekülgeometrie von $\mathrm{CCl_4}$ nach dem VSEPR-Modell anhand der Valenzkonfigurationen ($Z(\mathrm{C}) = 6$, $Z(\mathrm{Cl}) = 17$).
2. b) Begründen Sie vektoriell, warum das Molekül trotz des polaren Charakters seiner einzelnen Bindungen unpolar ist.

Kohlenstoffdioxid, $\mathrm{CO_2}$, und Wasser, $\mathrm{H_2O}$, sind dreiatomige Moleküle mit polaren Bindungen, da Sauerstoff eine hohe Elektronegativität gegenüber Kohlenstoff und Wasserstoff besitzt. Ihr Verhalten in einem elektrostatischen Feld ist jedoch grundlegend verschieden. Die folgende Abbildung zeigt die räumliche Orientierung und die Bindungsdipolmomente beider Stoffe:

1. a) Begründen Sie die Molekülgeometrie beider Teilchen mithilfe des VSEPR-Modells (geben Sie die Notation $\mathrm{AX}_n\mathrm{E}_m$ an).
2. b) Leiten Sie aus der Vektorsumme der Bindungsdipolmomente ab, ob jedes Molekül ein resultierendes molekulares Dipolmoment besitzt oder nicht.

Phosgen, $\mathrm{COCl_2}$, und Schwefeldioxid, $\mathrm{SO_2}$, sind zwei gasförmige Stoffe von großer industrieller Bedeutung. Gegeben: $Z(\mathrm{C}) = 6$, $Z(\mathrm{O}) = 8$, $Z(\mathrm{Cl}) = 17$, $Z(\mathrm{S}) = 16$. Elektronegativitäten nach Pauling: $\chi(\mathrm{C}) = 2,55$; $\chi(\mathrm{S}) = 2,58$; $\chi(\mathrm{Cl}) = 3,16$; $\chi(\mathrm{O}) = 3,44$.

1. a) Zeichnen Sie die plausibelsten Lewis-Formeln beider Teilchen und bestimmen Sie die Molekülgeometrie und die Hybridisierung des Zentralatoms.
2. b) Beim $\mathrm{COCl_2}$ beträgt der experimentelle Bindungswinkel $\mathrm{Cl-C-Cl}$ $111,8^\circ$ und liegt deutlich unter $120^\circ$. Begründen Sie diese Abweichung und leiten Sie vektoriell begründet ab, ob beide Moleküle polar oder unpolar sind.

Sie können die Aufgabe auf Papier bearbeiten und ein Foto Ihrer Antwort einsenden.

1,2-Dichlorethen, $\mathrm{C_2H_2Cl_2}$, tritt in zwei bei Raumtemperatur stabilen stereoisomeren Formen auf: dem cis-Isomer und dem trans-Isomer. Gegeben: $Z(\mathrm{C}) = 6$, $Z(\mathrm{H}) = 1$, $Z(\mathrm{Cl}) = 17$. Experimentelle Normalsiedetemperaturen: Stoff A ($60,3\,^\circ\mathrm{C}$), Stoff B ($47,5\,^\circ\mathrm{C}$).

1. a) Beschreiben Sie die Hybridisierung der Kohlenstoffatome und die Bindungen, aus denen die Doppelbindung besteht, und begründen Sie, warum sich beide Isomere bei Raumtemperatur trennen lassen.
2. b) Stellen Sie die Bindungsdipolmomente in jedem Isomer vektoriell dar, ermitteln Sie begründet anhand der Siedetemperaturen, welches das cis- und welches das trans-Isomer ist, und erklären Sie die Ursache des beobachteten physikalischen Unterschieds.