ATOMBINDUNG (GF) - Chemistry @ KSO

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KSO
ATOMBINDUNG (GF)
Skript Atombindung (GF) – V1.0 12/12 | © MMo, edited by Bor

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INHALTSVERZEICHNIS
"ATOMBINDUNG"
1. Einleitung……………………………......................................................................... 03
2. Das Kugelwolkenmodell………......................................................................... 03
2.1 Einleitung…………………………................................................................ 03
2.2 Die Elektronenwolke….………................................................................. 03
2.3 Regeln für das Kugelwolkenmodell......................................................... 04
2.4 Die Kugelwolken der ersten elf Elemente................................................ 05
3. Bildung einer Atombindung........................................................................... 08
3.1 Das Wasserstoff-Molekül...................................................................... 08
3.2 Das Fluor-Molekül................................................................................ 09
3.3 Das Fluorwasserstoff-Molekül................................................................10
4. Die Lewis-Formel........................................................................................... 11
4.1 Einleitung............................................................................................ 11
4.2 Einzelne Atome in Lewis-Schreibweise.................................................... 11
4.3 Moleküle in Lewis-Schreibweise............................................................. 12
5. Die Molekülbausätze..................................................................................... 13
6. Die räumliche Struktur von Molekülen .......................................................... 14
7. Die Edelgasregel............................................................................................ 15
8. Die Halogen-Moleküle................................................................................... 16
9. Die Doppelbindung........................................................................................ 16
10. Die Dreifachbindung.................................................................................... 17
11. Die räumliche Struktur von Molekülen II...................................................... 18

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1. Einleitung
Bisher wurden Stoffe betrachtet, welche entweder nur aus Metall-Atomen (siehe
„metallische Bindung“) oder aus Metall- und Nichtmetall-Atomen (siehe „Salze,
Ionenbindung“) aufgebaut sind. Die dritte Gruppe der Stoffe, die Moleküle, machen aber
nicht nur den anzahlmässig grössten Teil an
Verbindungen aus, sondern sind zusätzlich für das
Leben auf der Erde von essentieller Bedeutung.
Denken Sie dabei schon nur an sich selber. Wie Sie
vielleicht schon wissen, bestehen Sie zu 60 % bis
70 % aus Wasser, dem wohl bekanntesten Vertreter der Moleküle.
Sie haben bereits gelernt, dass Moleküle ausschliesslich aus Nichtmetallen aufgebaut sind.
Um zu verstehen, aus welchem Grund überhaupt eine Bindung zwischen zwei Nichtmetall-
Atomen zustande kommen kann, muss im nächsten Abschnitt kurz auf ein neues
Atommodell eingegangen werden.
2. Das Kugelwolkenmodell
2.1 Einleitung
Das letzte Atommodell, welches wir behandelt haben, war das Bohr‘sche Atommodell.
Aufgabe I
Was sind die Kernaussagen des Bohr‘schen Atommodells? Zeichnen und beschriften Sie ein
Atom aufgrund der Erkenntnisse von Bohr.
Bei diesem Modell umkreisen die Elektronen den Kern wie die Planeten die Sonne. Die
daraus resultierende „Zielscheibe“ ist zwar recht anschaulich und zum Beschreiben der
Metall- und Ionenbindung noch geeignet, um die Sachverhalte bei der
Elektronenpaarbindung zu beschreiben, versagt dieses Modell jedoch.
2.2 Die Elektronenwolke
Elektronen sind keine Planeten. Sie kreisen nicht um den Kern. Sie bewegen sich überhaupt
nicht auf bestimmten Bahnen. Ihre Bewegung kann nicht vorausgesagt werden wie die eines
Planeten oder einer Gewehrkugel. Nicht weil die Wissenschaftler das bisher noch nicht

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geschafft haben, sondern weil es grundsätzlich unmöglich ist. Das mag unverständlich
klingen. Das Problem dabei ist, dass Elektronen sowohl Wellen als auch Teilchen sind. Auf
dieses Phänomen soll aber hier nicht weiter eingegangen werden.
Zwar lässt sich die Bewegung eines Elektrons nicht voraussagen, wohl aber die
Wahrscheinlichkeit, mit der es an einem bestimmten Punkt angetroffen werden kann. Für
jeden Punkt im Raum kann die Aufenthaltswahrscheinlichkeit des Elektrons berechnet
werden. Daraus ergibt sich der Raum, in welchem sich das Elektron mit einer
Wahrscheinlichkeit von 90 % aufhält. Man nennt diesen Raum Elektronenwolke oder
Orbital.
Wie kann man aber eine solche Elektronenwolke darstellen?
Stellen Sie sich vor, man könnte das Elektron im Atom fotografieren
und man würde viele Momentaufnahmen machen. Auf jeder wäre
das Elektron an einem anderen Ort zu sehen, als kleiner schwarzer
Punkt auf einem durchsichtigen Film. Legt man nun all diese Filme
übereinander, so erkennt man eine Wolke von Punkten. Dort, wo
die Punkte dichter liegen, befindet sich das Elektron häufiger, wo sie
weiter voneinander entfernt liegen, ist das Elektron seltener
anzutreffen. Elektronenwolken besitzen also dichtere und weniger
Bild: Atombau, Leitprogramm der ETHZ
dichte Stellen. Nach aussen nimmt ihre Dichte ab, sie haben aber keine scharfe Begrenzung.
Aufgabe II
Diskutieren Sie mit dem Nachbarn oder der Nachbarin über das eben Gelernte. Versuchen
Sie das Zustandekommen eines Orbitals zu beschreiben.
2.3 Regeln für das Kugelwolkenmodell
Um Elektronenwolken darstellen zu können, existieren einige Regeln. Diese Regeln werden
nachstehend noch eingehend geübt.
1. Die Elektronenwolken sind kugelförmig.
2. Pauli-Prinzip: Eine Wolke kann höchstens zwei Elektronen enthalten.
3. Die erste Schale besteht aus einer Wolke, in deren Zentrum sich der Kern befindet.
4. Die äusserste Schale besteht aus höchstens vier Wolken und kann somit höchstens
acht Elektronen enthalten.

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5. Hund'sche Regel: Doppelt mit Elektronen besetzte Wolken kommen nur vor, wenn
die übrigen Wolken der Schale mindestens einfach besetzt sind.
6. Die Elektronen in den Wolken stossen sich gegenseitig ab. Wenn die Wolken
Elektronen enthalten, ordnen sie sich deshalb innerhalb der Schale so an, dass sie
einen möglichst grossen Abstand voneinander haben.
Mit diesen sechs Regeln können Sie für alle Atome ableiten, wie diese im Kugelwolkenmodell
darzustellen sind. Dies werden wir im Folgenden für die Atome mit den Ordnungszahlen 1
bis 11 versuchen. Sie müssen sich dazu einzig und alleine wieder daran erinnern, wie viele
Elektronen auf welcher Schale vorkommen (können). Die Nummerierung der Regeln müssen
Sie nicht auswendig können, jedoch sollten Sie die Regeln zur Darstellung beherrschen.
2.4 Die Kugelwolken der ersten elf Elemente
Aufgabe III
Zeichnen Sie die fehlenden Kugelwolkenmodelle. Malen Sie die Elektronenwolken mit
verschiedenen Farben aus, je nachdem wie viele Elektronen sie enthalten, z.B. halb besetzte
Elektronenwolken mit hellblau, doppelt besetzte mit dunkelblau. Lösungen liegen auf.
Wasserstoff
Das Wasserstoff-Atom besitzt ein Elektron. Es bewegt
sich in einer Kugelwolke, in deren Zentrum sich der
Kern befindet (Regel 3).
Helium
Das Helium-Atom besitzt zwei Elektronen, die sich in der gleichen Wolke
bewegen. Diese Wolke bildet die innerste Elektronenschale, die nun voll
besetzt ist (Regeln 2, 3).
Lithium
Das dritte Elektron des Lithium-Atoms bewegt sich in
einer weiter aussen gelegenen Wolke, die zur zweiten
Schale gehört.

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Die Wolken der zweiten und der höheren Schalen befinden sich in ständiger Bewegung um
den Atomrumpf. Aus diesem Grund wirken die Atome nach aussen wie Kugeln, was durch
die gestrichelten Linien in den Abbildungen angedeutet ist.
Beryllium
Im Beryllium-Atom bewegen sich die beiden Elektronen der zweiten Schale in
zwei Wolken (Regel 5). Da sich diese gegenseitig abstossen, liegen sie
einander gegenüber (Regel 6). Die äusseren Elektronenwolken und der
Atomrumpf liegen also auf einer Geraden, d.h. sie sind linear angeordnet.
Bor
Die zweite Schale des Bor-Atoms enthält drei einfach besetzte Wolken (Regel
5), die wegen der gegenseitigen Abstossung (Regel 6) ein gleichseitiges
Dreieck bilden. Dies ist eine trigonale Anordnung.
Kohlenstoff
Das C-Atom enthält vier einfach besetzte Wolken in der zweiten Schale. Auf
Grund der Abstossung sind die Abstände zwischen ihnen gleich gross. Sie sind
somit tetraedrisch angeordnet, d. h. sie liegen an den Ecken eines Tetraeders.
Stickstoff
Da die äusserste Schale höchstens vier Elektronenwolken enthalten kann
(Regel 4), ist im Stickstoff-Atom, welches fünf Valenzelektronen besitzt, eine
der vier äusseren Wolken doppelt besetzt (Regel 5). Die vier Wolken sind
wiederum tetraedrisch angeordnet (Regel 6).
Sauerstoff
Von den vier tetraedrisch angeordneten Wolken der zweiten Schale sind im
Sauerstoff-Atom zwei doppelt besetzt.
Fluor
Von den vier tetraedrisch angeordneten Wolken der zweiten Schale sind im
Fluor-Atom drei doppelt besetzt.
Neon
Mit vier doppelt besetzten Wolken ist die äusserste Schale des Neon-Atoms
gefüllt.

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Natrium
Da das elfte Elektron des Natrium-Atoms in der zweiten Schale keinen Platz
mehr findet, bewegt es sich in einer noch weiter aussen gelegenen Wolke, die
zur dritten Schale gehört. Die Elektronenanordnung ähnelt derjenigen des
Lithiums, der Unterschied besteht darin, dass der Atomrumpf nicht nur eine,
sondern bereits zwei Schalen enthält.
Aufgabe IV
Dies ist eine Zusatzübung. Wenn Sie Aufgabe III bereits vollständig gelöst haben, können Sie,
bis alle soweit sind, die Elemente mit den Ordnungszahlen 12 bis 18 im Kugelwolkenmodell
auf ein separates Blatt skizzieren.
Anmerkungen!
Mit dem Kugelwolkenmodell können die ersten zwanzig Atome ohne
Probleme gezeichnet werden. Bei den nachfolgenden Atomen
funktioniert das Kugelwolkenmodell nicht mehr ohne Weiteres (siehe
dazu auch Skript „Das Periodensystem der Elemente“).
In diesem Skript wird zudem nur die Atombindung betrachtet. Diese
kann ausschliesslich zwischen Nichtmetallen erfolgen. Die
Kugelwolkenmodelle der Atome bis zum zwanzigsten Element können
zwar gezeichnet werden, nachstehend sind aber nur die
Kugelwolkenmodelle der Nichtmetalle von Bedeutung.

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3. Bildung einer Atombindung
Um die Bildung einer Atombindung im Detail zu verstehen, gehen wir zunächst vom
einfachsten Molekül, dem Wasserstoff-Molekül, bestehend aus zwei Wasserstoff-Atomen,
aus und erweitern dann mit den dort gewonnenen Erkenntnissen auf alle möglichen
Atombindungen.
3.1 Das Wasserstoff-Molekül
Nähern sich zwei Wasserstoff-Atome einander (und dies geschieht zufällig!), so kann es zu
einer Durchdringung, auch Überlappung genannt, der beiden Kugelwolken kommen.
Ab einer genügend kleinen Distanz treten danach (!)
Wechselwirkungen zwischen den einzelnen
Bilder: www.u-helmich.de
Elementarteilchen der beiden Atome auf. Dabei treten
anziehende, aber auch abstossende Kräfte auf.
Aufgabe V
Zwischen welchen Elementarteilchen treten anziehende Kräfte auf? Zwischen welchen
abstossende?
Beim Auftragen der Energie gegen den Abstand der beiden Atomkerne in einer Grafik
resultiert das folgende Bild. Die Grafik ist von rechts nach links zu lesen.

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Bild: wps.prenhall.com
Insgesamt erfolgt aus der Überlappung der beiden Elektronenwolken eine Energieabgabe.
Die dabei frei werdende Energie nennt man Bindungsenergie. Sie muss auch aufgewendet
werden, um die beiden Atome im Molekül wieder zu trennen (= Spaltungsenergie).
Bei der Bildung einer Atombindung wird immer Energie frei!
Aufgabe VI
Diskutieren Sie mit dem Pultnachbarn oder der Pultnachbarin die Grafik in der letzten
Abbildung. Gehen Sie dabei auf zwei Fragen ein und halten Sie die Antworten darauf fest.
- Wieso fällt die Kurve in der Mitte ab?
- Aus welchem Grund steigt die Kurve links so stark an?
3.2 Das Fluor-Molekül
Die Bildung eines Fluor-Moleküls lässt sich in der gleichen Weise wie beim Wasserstoff-
Molekül verstehen.
Aufgabe VII
Zeichnen Sie ein Fluor-Atom im Kugelwolkenmodell.
Jedes Fluor-Atom besitzt auf der äussersten Schale neben den drei doppelt besetzten
Wolken eine einfach besetzte Wolke. Wenn sich zwei Fluor-Atome einander genügend
nähern, geraten die Valenzelektronen des einen Atoms in den jeweiligen Anziehungsbereich

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des anderen. Die zwei einfach besetzten Wolken überlagern sich. Die beiden Elektronen in
den sich überlagernden Wolken werden von beiden Atomrümpfen in gleicher Weise
angezogen. Eine Fluor-Fluor-Atombindung, und damit ein Fluor-Molekül, hat sich
ausgebildet.
Aufgabe VIII
Zeichnen Sie ein Fluor-Molekül im Kugelwolkenmodell.
3.3 Das Fluorwasserstoff-Molekül
Nun existieren nicht nur Moleküle zwischen Atomen desselben Elementes, auch zwischen
Atomen verschiedener Elemente kann es zur Ausbildung eines Moleküls kommen. So ist dies
z.B. der Fall beim Fluorwasserstoff-Molekül. Die einfach besetzte Wolke des Wasserstoff-
Atoms kann sich mit der einfach besetzten Wolke des Fluor-Atoms überlagern. Auch auf
diese Weise kann ein Molekül entstehen.
Aufgabe IX
Zeichnen Sie ein Fluorwasserstoff-Molekül mit Hilfe des Kugelwolkenmodells.

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4. Die Lewisformel
4.1 Einleitung
In Molekülen halten die einzelnen Atome nach der Theorie des amerikanischen
Chemikers Gilbert Newton Lewis (1875 – 1946) durch die
Elektronenpaarbindung, auch Atombindung genannt, zusammen. Diese Bindung
zeichnet sich durch (mindestens) ein gemeinsames Elektronenpaar aus. Dieses
kann auch als bindendes Elektronenpaar bezeichnet werden, die Bindung als
kovalente Bindung.
Das Kugelwolkenmodell lässt sich sehr gut verwenden, um das Zustandekommen einer
Atombindung zu erklären. Sie haben aber bei Aufgaben VIII und IX sicherlich gemerkt, dass
das Zeichnen eines Moleküls mit Hilfe des Kugelwolkenmodells sehr mühsam werden kann.
Vor allem wenn Sie dabei bedenken, dass die obigen Moleküle aus nur je zwei Atomen
bestehen, was die Ausnahme ist.
Lewis hatte dieses Problem bereits erkannt und einen Vorschlag zu einer vereinfachten
Schreibweise vorgeschlagen. Noch bis heute wird intensiv von dieser Schreibweise Gebrauch
gemacht.
Bild:
www.chemistry.msu.edu
4.2 Einzelne Atome in Lewis-Schreibweise
Nach Lewis lassen sich die einzelnen Valenzelektronen eines Atoms als Punkte am
Elementsymbol und die Elektronenpaare auch als Striche darstellen. Die ersten beiden
Elemente des Periodensystems sehen in der Lewis-Schreibweise, auch Lewisformel genannt,
wie folgt aus.
H∙
He: , besser He|
Beim Wasserstoff-Atom wird das einzelne Valenzelektron als Punkt oben, rechts, links oder
unten an das Elementsymbol gezeichnet. Beim Helium-Atom befinden sich die beiden
Valenzelektronen in derselben Elektronenwolke und werden aus diesem Grund auch auf
derselben Seite des Elementsymbols gezeichnet. Da die beiden Elektronen sich in der
gleichen Elektronenwolke befinden und aus diesem Grund ein so genanntes Elektronenpaar
ausbilden, wird dies meist als Strich an Stelle der beiden Punkte gezeichnet.

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Aufgabe X
Zeichnen Sie die Lewisformeln für die Elemente mit den Ordnungszahlen 3 bis 18. Beachten
Sie dabei, dass Sie die Hund‘sche Regel einhalten.
Die Lewisformel wird ausschliesslich zum Beschreiben der kovalenten Bindung eingesetzt.
Diese vereinfachte Schreibweise funktioniert bei den Nichtmetallen, bei den Halbmetallen
und bei den Metallen der Hauptgruppen. Bei den Metallen der Nebengruppen,
Lanthanoiden und Actinoiden würde diese Schreibweise versagen und wird dort unter
anderem aus diesem Grund nicht benützt. Noch fehlen uns aber die Lewisformeln einiger
Nichtmetalle.
Aufgabe XI
Zeichnen Sie die restlichen Nichtmetall-Atome in der Lewis-Schreibweise.
4.3 Moleküle in Lewis-Schreibweise
Mit der Lewis-Schreibweise können sehr einfach die Bindungsverhältnisse in Molekülen
wiedergegeben werden. Vergessen Sie dabei nie, die voll besetzten Orbitale zu zeichnen.
Diese voll besetzten Orbitale werden als nichtbindende Elektronenpaare bezeichnet.
Aufgabe XII
Zeichnen Sie das Fluorwasserstoff-Molekül in der Lewis-Schreibweise.
Aufgabe XIII
Zeichnen Sie ein Molekül in Lewis-Schreibweise mit nachstehender Anzahl an Nichtmetall-
Atomen.
a.) 1 x H, 1 x Br b.) 2 x Br c.) 2 x H, 1 x O
d.) 4 x H, 1 x C e.) 1 x N, 3 x H f.) 2 x C, 6 x H
Aufgabe XIV (Zusatz)
Erfinden Sie zusammen mit dem Pultnachbarn oder der Pultnachbarin weitere Moleküle.
Halten Sie die Anzahl an gebrauchten Atomen und die Lewisformel hier unten fest.

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5. Die Molekülbausätze
In den Chemiezimmern liegen links neben dem Korpus Molekülbausätze, mit Hilfe welcher
Moleküle nicht nur immer auf dem Papier sondern auch „in Realität“ gebastelt werden
können. Wann immer in Zukunft auf die Molekülbausätze verwiesen wird, können Sie Sich
einen Bausatz holen gehen. Tragen Sie Sorge dazu! Ich gehe davon aus, dass diese dann am
Ende der Lektion wieder vollständig dort abgelegt werden.
Einzelne Bindungen werden durch die grünen Röhrchen dargestellt.
In den Bausätzen entsprechen die Farben folgenden Atomen:
schwarz: Kohlenstoff weiss: Wasserstoff
gelb: Schwefel rot: Sauerstoff
Blau und Grün können nach Belieben für ein anderes Nichtmetall eingesetzt werden.
Aufgabe XV
Basteln Sie Sich zu zweit die Moleküle der Aufgaben XIII und XIV. Erfinden Sie danach
weitere Moleküle und halten diese mit einer Lewisformel fest.

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6. Die räumliche Struktur von Molekülen I
Die Lewisformeln, wie Sie oben eingeführt wurden, geben nur die gegenseitige Verknüpfung
der Atome wieder und liefern kein Bild der Struktur, d.h. des räumlichen Baus der Moleküle.
Mit Hilfe von geeigneten Experimenten lässt sich jedoch die dreidimensionale Anordnung
der Atome in einem Molekül ermitteln.
Beim Basteln der obigen Moleküle haben Sie schon stillschweigend eine dreidimensionale
Struktur vorausgesetzt. Wie lässt sich aber eine solche Struktur ohne aufwendige
Experimente voraussagen?
Aufgabe XVI
Zeichnen Sie den Plan von der Tafel ab und basteln Sie das Zielgebilde.
Aufgabe XVII
Bauen Sie ein CH 4 -Molekül.
Das CH 4 -Molekül besitzt vier bindende Elektronenpaare. Durch die
gegenseitige Abstossung ordnen sie sich räumlich so an, dass sie den
grösstmöglichen Abstand voneinander einnehmen. Dies ergibt eine
tetraedrische [griech. tetráedron = Vierflächner] Anordnung. Sie
können diese erkennen, wenn Sie alle Ecken des Moleküls
miteinander verbinden. Der Winkel zwischen den Bindungen
entspricht 109.5°, man bezeichnet ihn als Tetraederwinkel.
Bild: www.math.unibas.ch
Diese Erkenntnis wird auch, zumindest zu einem Teil, beim Schreiben der Lewisformeln
wiedergegeben. So wird z. B. das Wasser-Molekül H 2 O nicht linear sondern gewinkelt
gezeichnet (Erklärung folgt im späteren Verlauf dieses Skripts).

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Aufgabe XVIII
Zeichnen Sie die Lewisformeln der folgenden Moleküle. Versuchen Sie dabei auch die
räumliche Struktur zu berücksichtigen.
a.) H 2 O b.) CH 2 Cl 2 c.) CBr 4
d.) C 2 H 6 e.) C 3 H 8 f.) H 2 S
7. Die Edelgasregel
Aufgabe XIX
Zeichnen Sie die vier Halogenwasserstoff-Moleküle mit einer Lewisformel.
In den Halogenwasserstoff-Molekülen enthalten die Hüllen der Wasserstoff-Atome zwei
Elektronen wie die Atome des Heliums, die Atomrümpfe der Halogen-Atome sind jeweils von
acht Elektronen umgeben wie die Atome der Edelgase. Diese Zahlen ergeben sich, wenn
man das bindende Elektronenpaar jeweils den beiden gebundenen Atomen zuordnet. Diese
Regel, dass die bindenden und nichtbindenden Elektronenpaare zusammen um ein Atom
immer identisch mit der Anzahl an Valenzelektronen des entsprechenden Edelgas-Atoms
sein müssen, muss immer erfüllt sein. Diese Regel wird als Edelgasregel
bezeichnet.
Sie kann veranschaulicht werden, indem um ein Atom und dessen bindende
und nichtbindende Elektronenpaare mit einem Kreis markiert werden.
H
F
Aufgabe XX
Zeigen Sie bei der Aufgabe XVIII die Erfüllung der Edelgasregel, indem Sie die bindenden und
nichtbindenden Elektronenpaare um ein Atom mit einem Kreis markieren.

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8. Die Halogen-Moleküle
Den Halogen-Atomen fehlt je ein Elektron, damit diese die Edelgasregel erfüllen können. In
den Reinstoffen der Halogene kommen ausschliesslich Halogen-Atome vor. Diese verbinden
sich sofort miteinander zu einem Halogen-Molekül. So erfüllen sie die Edelgasregel.
Aufgabe XXI
Zeichnen Sie alle Halogen-Moleküle, bestehend aus nur einer Atomsorte, mit einer
Lewisformel und zeigen Sie die Erfüllung der Edelgasregel auf.
9. Die Doppelbindung
Sauerstoff-Atome besitzen zwei doppelt besetzte und zwei einfach besetzte
Elektronenwolken. Auch hier kommen im Reinstoff ausschliesslich Sauerstoff-Atome vor.
Diese besitzen, wie die Halogen-Atome, noch nicht acht Elektronen. Im Fall von Sauerstoff
passiert ähnliches wie bei der Bildung eines Halogen-Moleküls. Treffen sich zufällig zwei
Sauerstoff-Atome, können sich zwei Wolken überlappen, eine kovalente Bindung ist
entstanden. Die beiden Sauerstoff-Atome besitzen aber auch nach der Ausbildung dieser
Atombindung immer noch je ein einzelnes Elektron in einer Elektronenwolke. Das
Einfachste, was in diesem Fall passieren kann, ist eine Überlappung der beiden
Elektronenwolken und so die Bildung einer weiteren Atombindung. Die beiden Atome im
Molekül verbinden nun zwei Einfachbindungen, also eine Doppelbindung.
Aufgabe XXII
Bauen Sie mit Hilfe der Bausätze die folgenden Moleküle und zeichnen Sie deren
Lewisformel. Benutzen Sie zum Stecken einer Doppelbindung die flexiblen, durchsichtigen
Stäbchen.
a.) O 2 b.) CO 2 c.) C 2 H 4 d.) HCOOH

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10. Die Dreifachbindung
Einige Nichtmetall-Atome besitzen mehr als zwei einfach besetzte Elektronenwolken. Sie
sind deshalb imstande, mehr als zwei Bindungen einzugehen, unter anderem auch mit dem
gleichen Atom.
Aufgabe XXIII
Bauen Sie mit Hilfe der Bausätze die folgenden Moleküle und zeichnen Sie deren
Lewisformel. Benutzen Sie auch zum Stecken einer Dreifachbindung die flexiblen,
durchsichtigen Stäbchen.
a.) N 2 b.) C 2 H 2 c.) HCN
Aufgabe XXIV (Zusatz)
Zeigen Sie bei den Molekülen der Aufgaben XXII und XXIII die Erfüllung der Edelgasregel.

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11. Die räumliche Struktur von Molekülen II
Wir haben bereits festgestellt, dass Moleküle nur in den seltensten Fällen zweidimensional
aufgebaut sind, und uns eine mögliche dreidimensionale Struktur angeschaut. Nachfolgend
sollen einige Strukturen von Molekülen noch genauer eingeführt werden.
Aufgabe XXV
Bauen Sie das CO 2 -, das CH 4 -, das NH 3 -, das C 2 H 4 - und das H 2 O-Molekül und vergleichen Sie
deren räumliche Strukturen miteinander.
linear:
Die drei Atome des Kohlenstoffdioxid-Moleküls, CO 2 , liegen in einer
Reihe. Die Winkel zwischen den beiden C = O-Doppelbindungen betragen
180°. Die Anordnung wird als linear bezeichnet.
O C O
planar:
Im Ethen-Molekül, C 2 H 4 , liegen alle Atome in einer Ebene. Diese
Anordnung wird als planar bezeichnet.
H
C
H
H
C
H
tetraedrisch: Das Methan-Molekül, CH 4 , wurde schon behandelt. Die Winkel zwischen
den C - H-Bindungen betragen 109.5°. Die Struktur wird als tetraedrisch
bezeichnet.
H
H
H
C
H
pyramidal:
Im Ammoniak-Molekül, NH 3 , ist eine Wolke doppelt mit Elektronen
besetzt. Diese nichtbindenden Elektronenpaare beanspruchen einen
grösseren Raum als die bindenden Elektronenpaare. Dies führt zu einem
geringfügig kleineren Winkel zwischen den Bindungen von 107°. Diese
Anordnung wird als pyramidal bezeichnet.
H N H
H
gewinkelt:
Auch im Wasser-Molekül, H 2 O, führen die beiden nichtbindenden
Elektronenpaare zu einem verringertem Bindungswinkel von 104°.
Diese Anordnung wird als gewinkelt bezeichnet.
H O H

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Aufgabe XXVI
Bauen Sie folgende Moleküle und geben Sie die Bindungsverhältnisse wieder. Zeichnen Sie
auch die Lewisformeln.
a.) HCN b.) C 2 H 2 Br 2 c.) C 3 H 8 d.) H 2 S
e.) CH 2 O f.) H 3 CNH 2 g.) H 3 COH h.) PCl 3
i.) H 3 CCOOH j.) C 2 H
Übung
Gehen Sie die Theorie nochmals durch und Fragen Sie ihre(n) Tischnachbar(in) alle
möglichen Begriffe aus diesem Kapitel ab. Versuchen Sie zusammen zu beschreiben, was der
jeweilige Begriff aussagt.
Setzen Sie sich abschliessend mit den Bildern auf dem Titelblatt auseinander und probieren
Sie einen Bezug zur Theorie herzustellen.