schriftlicher-auftragSie wollen / du willst einen Kommentar zu einem Artikel/Beitrag schreiben?

Einfach auf die Überschrift des Artikels/Beitrages klicken und im Feld den Kommentar schreiben.

Dazu muss man allerdings registriert sein.

Hallo, Gast!      

Wasser (2)

zurück

Orientierung

Struktur des Wassermoleküls

"Wasserstoffbrücken"

weiter

Drucken

Struktur (Bau) des Wassermoleküls im Schalenmodell

Aus dem vorangegangenem Kapitel "Ein neues Atommodell muss her" weißt du nun, warum sich nur eine bestimmte Anzahl von Atomen in einem ganz bestimmten Zahlenverhältnis zu einem Molekül binden. Jetzt wenden wir diese Kenntnisse auf das Wasser-Molekül an. Hierbei werden einige Fakten aus dem letzten Kapitel wiederholt.

 

wassermolekuel-schalenmodell

 

Beschriftete Abbildung

Zwei Wasserstoff-Atome bilden mit einem Sauerstoff-Atom ein Wasser-Molekül. Jedes Atom erreicht auf diese Weise eine voll besetzte Valenzschale, also die Edelgaskonfiguration.

list starDu bist dir nicht sicher, ob du das wirklich verstanden hast? Hier noch einmal ausführlicher ...

 

Ein Sauerstoff-Atom besitzt sechs Valenzelektronen. Als Nichtmetall-Atom hat ein Sauerstoff-Atom schon recht viele Valenzelektronen auf der Valenzschale. Sein Bestreben ist es, die Valenzschale zur Edelgaskonfiguration aufzufüllen. Dazu benötigt das Sauerstoff-Atom noch zwei Elektronen. Damit hätte es acht. Elemente der Periode 2 und 3 versuchen acht Elektronen auf deren Valenzschalen zu bekommen (Oktettregel). Mit einer voll besetzten Valenzschale wäre Sauerstoff chemisch stabil. Dies ist der Zustand, der von einem Sauerstoff-Atom angestrebt wird. Um dies zu erreichen, kann ein Sauerstoff-Atom zwei Elektronen von jeweils einem Wasserstoff-Atom benutzen. Zähle die schwarz gezeichneten Elektronen: Es sind acht für das Sauerstoff-Atom.

Auf der anderen Seite haben wir die zwei Wasserstoff-Atome, die jeweils nur ein Elektron besitzen. Die erste Schale eines Atoms kann maximal zwei Elektronen aufnehmen. Also benötigt jedes Wasserstoff-Atom noch ein weiteres Elektron. Daher benutzt jedes Wasserstoff-Atom noch ein Elektron des Sauerstoff-Atoms mit.

Alle Atome haben also durch gemeinsame Benutzung von Valenzelektronen eine voll besetzte Schale erhalten und damit die Edelgaskonfiguration erlangt. 

Falls du das immer noch nicht richtig verstanden hast, empfehle ich dir dringend noch einmal das Kapitel "Ein neues Atommodell muss her" sorgfältig zu lesen.

 

 

Nur durch die Kombination von zwei Wasserstoff-Atomen mit einem Sauerstoff-Atom können alle drei Partner eine voll besetzte Valenzschale durch das Teilen von Valenzelektronen erhalten. Deshalb ist die Summenformel von einem Wassermolekül H2O!

Die graphische Darstellung oben ist natürlich für eine schnelle Darstellung doch recht kompliziert und unübersichtlich. Wenn man nun aber jeweils zwei Elektronen durch einen Strich zusammenfasst, dann ergibt sich folgende Darstellung, die auch Strukturformel, Lewisformel oder Valenzstrichformel genannt wird:

strukturformel-wasser

Ein Strich steht stellvertretend für ein Elektronenpaar. Befindet sich der Strich zwischen zwei Symbolen, dann nennt man die beiden Elektronen "Bindungselektronen". Ist dies nicht der Fall, dann spricht man von nicht bindenden oder auch einsamen Elektronenpaaren.

 

Die Atome eines Wassermoleküls besitzen Ladungen

Ein Sauerstoff-Atom hat aufgrund seiner großen Kernladung (8 Protonen) ein großes Bestreben die Bindungselektronen der Wasserstoff-Atome zu sich zu ziehen. Dieses Bestreben nennt man ElektronegativitätLex. Sie ist – als Faustregel – größer, je weiter rechts das Element im PSE steht.

Beim Wassermolekül entstehen dadurch Ladungsverschiebungen, da Elektronen ja negativ geladen sind. Der Chemiker symoblisiert solche Teilladungen (Partialladungen), die dadurch entstehen, mit dem kleinen griechischen Buchstaben δ (Delta), das unserem "d" entspricht.

merke-kleinWasser-Moleküle sind Dipolmoleküle, sie besitzen Partialladungen (Teilladungen, delta minus und delta plus) und polare Atombindungen.

dipol-wasser-06Wassermolek(links: Valenzstrichformelschreibweise)

(rechts: Modell)

list starMöchtest du genau wissen, warum ein Wassermolekül ein Dipol-Moleküls ist?

  • dipol-wasser-01Valenzstrichformel (Lewisformel) eines Wasser-Moleküls.






    dipol-wasser-02Darstellung, um die Zugehörigkeit der Elektronen zu zeigen (ein Punkt = ein Elektron, ein Strich = zwei Elektronen).

  • dipol-wasser-03Die Elektronegativitätsdifferenz ΔE zwischen dem Sauerstoff-Atom und dem Wasserstoff-Atom beträgt 1,4 (3,5-2,1). Das Bindungselektron vom Wasserstoff wird stärker zum Sauerstoff-Atom hin gezogen. Da Elektronen negative Ladungen besitzen, verschiebt sich nun auch die Ladung innerhalb des Moleküls. Es entsteht eine sogenannte polare Atombindung. Das Sauerstoff-Atom ist ein wenig negativer als sonst geladen. Das kennzeichnet man an der Formel mit δ - (gesprochen: Delta minus). Da dem Wasserstoff-Atom sein Elektron etwas entzogen wird, kann die positive Ladung des Kerns nicht mehr ganz ausgeglichen werden. Das Wasserstoff-Atom ist ein wenig positiv geladen. Das kennzeichnet man mit δ +. Solche Ladungen, die durch Verschiebung von Elektronen enstehen, nennt man mit Fachbegriff Partialladungen.
  • dipol-wasser-04Die Größe und Richtung dieser Ladungsverschiebung kann man mit Vektorpfeilen kennzeichnen. Die Größe eines Pfeils gibt auch die Größe der Verschiebung an. Der Peil zeigt immer von der positiven Ladung zur negativen.


    dipol-wasser-05
    Die Vektorpfeile werden so verschoben, dass die Enden sich berühren. Anschließend konstruiert man ein Parallelogramm und verbindet die Ecken - wie in der Abbildung zu sehen - mit einem Pfeil. Dieser Pfeil gibt den Dipolmoment des Moleküls wieder.

  • dipol-wasser-06Die übliche Schreibweise ist die Valenzstrichformel (Lewisformel) mit Kennzeichnung der Partialladungen.

 

Das Wassermoleküle "Plus- und Minus-Pole" besitzen, lässt sich mit einem einfachen und verblüffendem Experiment bestätigen:

Mit Hilfe eines Katzenfells kann man einen Gummistab elektrostatisch aufladen.

Du kennst sicherlich solche Aufladungen aus dem Alltag (plötzlich stehen deine Haare nach dem Kämmen mit einem Plastikkamm zu Berge, beim Anfassen eines metallischen Gegenstandes bekommt man unter bestimmten Voraussetzungen einen kleinen elektrischen Stromschlag usw.)

Mit Hilfe eines elektrostatisch aufgeladenen Gummistabes lässt sich ein feiner Wasserstrahl ablenken:

ablenkung-wassermolek

 

 

Kommentar schreiben (1 Kommentar)
Drucken

Exkurs: Das Aufstellen von Lewis-Formeln bei einfachen Molekülen unter Berücksichtigung des Elektronenpaarabstoßungs-Modells von GILLESPIE

Die Lewis-Formeln (Strukturformeln, Valenzstrichformeln) beschreiben Bindungsverhältnisse in Molekülen (oder Anionen). Das Bindungskonzept von LEWIS (1916 entwickelt) geht davon aus, dass die Bindung zwischen den Atomen eines Moleküls durch die gemeinsame Benutzung von Elektronen erfolgt. Auf diese Weise erhält jedes Atom im Molekül eine voll besetzte Valenzschale und damit die sogenannte Edelgaskonfiguration. Man nennt diese Bindungsart durch gemeinsame Benutzung von Bindungselektronen Elektronenpaarbindung, kovalente Bindung oder auch Atombindung. Die übrigen Elektronenpaare werden als nichtbindende oder freie Elektronenpaare bezeichnet. Wohl gemerkt: Es geht hier ausschließlich um Valenzelektronen. In Lewis-Formeln stellt man ein Bindungselektronenpaar durch einen Strich zwischen den entsprechenden Elementsymbolen dar.

Schauen wir uns zunächst einmal an, wie man die einzelnen Atome nach der Lewis-Formel schreiben kann, wobei wir nur die Nichtmetall-Atome betrachten, da nur diese Atombindungen eingehen:

lewis-atome

Da die Hauptgruppenzahl im PSE die Anzahl an Valenzelektronen angibt, zeichnet man entsprechend so viele Punkte um das Elementsymbol herum. Wo man damit anfängt ist egal. Stickstoff steht in der V. Hauptgruppe, besitzt also 5 Valenzelektronen. Wenn man z.B. mit der Setzung der Punkte oben anfängt, dann hat man oben zwei Punkte, also ein Elektronenpaar. Elektronenpaare werden als Striche gezeichnet. Man sieht hier schon, wieviel bindig die Atome sind. Ein Sauerstoff-Atom z.B. hat zwei einzelne Elektronen und wird daher (in der Regel) zwei Bindungen aufbauen. Die Bindigkeit erhält man auch mit der Formel 8-n, wobei n die Hauptgruppenzahl ist.


Regeln zum Aufstellen von LEWIS-Formeln in einfachen Fällen

1. Schreibe zunächst die Summenformel des Teilchens auf.

Beispiel: NH3

2. Bilde nun die Summe der Valenzelektronen aller beteiligten Atome.

Im Ammoniak-Molekül (NH3) beträgt die Zahl der Valenzelektronen:
5(N) + 3 · 1(H) = 8 Valenzelektronen bzw. 4 Elektronenpaare. Die fertige Lewis-Formel muss also 4 Striche besitzen.

Wie viele von den Valenzelektronen in der Lewis-Formel Bindungselektronen sein werden, also wie viele Bindungen in der Formel vorkommen, bekommt man mit folgender Formel heraus:

2x Anzahl der H-Atome
+ 8x Anzahl der übrigen Atome
– Summe aller Valenzelektronen

= Anzahl der Bindungselektronen /:2

= Anzahl an Bindungen

Hintergrund dieser Formel: Wasserstoff möchte gerne 2 Valenzelektronen besitzen (volle Schale), die anderen Hauptgruppenelemente möchten gerne 8 Valenzelektronen besitzen (volle Schale).

In unserem Beispiel erhalten wir dann: 2x3 + 8x1 – 8 = 6 Bindungselektronen bzw. 3 Striche für die Bindungen.

3. Man bestimmt das Zentralatom

Das Zentralatom ist das Atom, welches nur einmal in der Formel vorkommt und die meisten Bindungen aufbauen kann. Nun gruppiert man die anderen Atome durch eine Einfachbindung jeweils im 90°-Winkel um das Zentralatom herum. Sollte es kein Zentralatom geben, wird dieser Schritt weggelassen.

ammoniak1Nun sind in unserem Beispiel 6 (3 Elektronenpaare) von den 8 Valenzelektronen in der Formel für die 3 Bindungen verbaut worden. Es gibt also noch 1 nicht bindendes Elektronenpaar.

4. Verteilung der verbleibenden Elektronenpaare

Die restlichen Elektronenpaare werden so verteilt, dass jedes Atom eine voll besetzte Valenzschale erhält.

ammoniak2

Das Elektronenpaarabstoßungs-Modell von Gillespie

(VSEPR-Modell: Valence Shell Electron Pair Repulsion, Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßungsmodell)

  1. Bindende Elektronenpaare haben zueinander den größt möglichsten Abstand. Mehrfachbindungen haben den gleichen Raumbedarf wie Einfachbindungen. Der Raumbedarf eines bindenden Elektronenpaares sinkt mit steigender Elektronegativität.
  2. Freie Elektronenpaare haben prinzipiell den gleichen Einfluss auf den Bau eines Moleküls wie Bindungselektronenpaare. Allerdings beanspruchen freie Elektronenpaare etwas mehr Raum als Bindungselektronenpaare.

tetraeder-mit-einem-EPammoniak3Aus diesen Überlegungen ergibt sich für das Ammoniak-Molekül ein Tetraeder, der jedoch wegen der Regel 2 einen Bindungswinkel(H-N-H) von 107,0° statt des Tetraederwinkels von 109,5° hat.

ammoniak4Um die räumliche Struktur, die sich nach den Überlegungen von Gillespie ergibt, in einer Strukturformel (Lewis-Formel) noch besser zum Ausdruck zu bringen, kann man Bindungen, die hinter der Papierebene liegen mit einem schraffierten Keil kennzeichnen und Bindungen, die vor der Papierebene liegen – also zum Betrachter zeigen – mit einem ausgefüllten Keil.

Kommentar schreiben (0 Kommentare)

Who's Online

Aktuell sind 174 Gäste und keine Mitglieder online

Homepage-Sicherheit 



Twitter