EL-MO I Elemente, Schulbuch

Hybridisierungsmodelle KM-5: Modellbildung und Strukturen 41 41 Abb. 041–1: Hybridisierungen beim Cl-Atom Hybridisierungsmodell ab der dritten Periode Ab der 3. Periode können für die Hybridisierung auch d-Orbitale mit einbezogen werden. Die Bindungszahl pro Atom kann daher die Zahl 4 überschreiten und damit auch der Oktettregel widersprechen. Mögliche Hybridisierungen ab der 3. Periode: Gruppe 17: Cl Br I Durch Hybridisierung kann es zur Aufspaltung eines Elektronenpaares kommen. Es sind nun neben einer Bindung auch drei Bindungen möglich. Es kann aber auch zur Aufspaltung zweier Elektronenpaare oder dreier Elektro- nenpaare kommen – dann sind fünf bzw. sieben Bindungen möglich (Abb. 41–1). Gruppe 16: S Se Te Die Atome der Elemente S, Se, Te können neben zwei Bindungen auch vier oder sechs Bindungen eingehen. Gruppe 15: P As Sb Die Atome der Elemente P, As, Sb können neben drei Bindungen auch fünf Bin- dungen eingehen. Oktettregelüberschreitung Durch dieses Hybridisierungsmodell kommt es zu einer Überschreitung der Ok- tettregel. Wie stark und ob überhaupt überschritten wird, kann nicht eindeutig vorausgesagt werden. In diesem Modell „zwingt“ ein Bindungspartner ein anderes Atom, mehr Elekt- ronen zu teilen, als im nicht hybridisierten Zustand. Diesen Zwang können aber nur Bindungspartner mit einer sehr hohen Elektronegativität ausüben. Diese Atome mit sehr hoher Elektronegativität sind Fluor, Sauerstoff und Stickstoff. Beispiele Wasserstoff gehört zu den Nichtmetall-Atomen mit besonders geringer Elek- tronegativität. Bei Verbindungen mit Wasserstoff wird daher die Oktettregel zumeist erfüllt. Es existieren zB nur HCl, H 2 S und PH 3 . Bei den sehr weit verbreiteten Sauerstoffver- bindungen treten oft Verbindungen mit Oktett- regelüberschreitungen auf. Bei Sauerstoffsäu- ren, die immer Wasserstoff enthalten, bindet der Wasserstoff in der Regel an den Sauerstoff und nicht an das hybridisierte Zentralatom (Abb. 35–2). Cl O H Cl O H O Cl O H O O Cl O H O O O Abb. 041–2: Sauerstoffsäuren der Form HClO x s p d d d d sp 3 d sp 3 d 2 sp 3 d 3 Cl • Cl • • • Cl • • • •• Cl • • • •• •• 1 Bindung 3 Bindungen 5 Bindungen 7 Bindungen Br • 1 Bindung 3 Bindungen 5 Bindungen 7 Bindungen • • • Br • • • •• Br • • • •• •• Br 2 Bindungen 4 Bindungen 6 Bindungen • • S • • • • S • • •• •• S 3 Bindungen 5 Bindungen • • • P • • • • • P O S O O S O O H S H H Cl H P H H Üb Übungen 41.1 bis 41.5 1. Bestimme Summen- und Struktur- formel der einfachsten Moleküle (dh. 1 C-Atom bzw. ein N-Atom) von a) C-Cl-Verbindung b) N-Br-Verbindung 2. Bestimme die Strukturformeln von: a) NOCl b) N 2 H 4 c) HCN d) C 2 H 2 e) C 2 H 6 O (2 Möglichkeiten) f) SF 6 g) HBrO 2 h) H 2 SO 4 i) H 3 PO 4 3. Es existieren 2 Verbindungen zwischen Phosphor und Chlor (PCl 3 und PCl 5 ) aber nur eine zwischen Stickstoff und Chlor (NCl 3 ). Zeichne die Strukturformeln und begründe dieses unterschiedliche Vor- kommen. 4. Im Unterschied zu den Chlorverbin- dungen des Phosphors gibt es nur eine Wasserstoffverbindung mit Phosphor (PH 3 ). Begründe dies! 5. Erläutere, warum es kein SO 4 -Molekül geben kann! 4 Elektronen für ein Proton! Du willst mich wohl ruinieren. Mindestens 5 Elektronen ! O S O O H H Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv