Molekülen, in denen die Atome paarweise durch kovalente Bindungen (in denen die Elektronen den verbundenen Atomen gemeinsam angehören) miteinander verknüpft sind.
Eine Lewisstruktur visualisiert die Anordnung der Bindungen zwischen benachbarten Atomen. Die Bindungen werden dabei als Striche gezeichnet, während freie Elektronenpaare (also Elektronenpaare, die nicht an Bindungen beteiligt sind) als zwei Punkte dargestellt werden (oder als Striche, die sich nicht zwischen zwei Atomen, sondern nur an einem einzigen Atom befinden). Um eine Lewisstruktur zu zeichnen, versucht man jedem Atom so viele gemeinsame Elektronenpaare (d. h. Bindungen) zu geben, dass es insgesamt ein Elektronenoktett erreicht (bzw. im Fall des Wasserstoffs ein Dublett). Ein gemeinsames Elektronenpaar entspricht einer Einfachbindung, zwei gemeinsame Elektronenpaare einer Doppelbindung und drei gemeinsame Elektronenpaare bilden eine Dreifachbindung. Atome aus der dritten oder einer höheren Periode können mehr als acht Elektronen in ihrer Valenzschale aufnehmen; man spricht in diesen Fällen von „Oktetterweiterung“ und sagt, die Atome seien hypervalent, weil sie mehr Bindungen eingehen, als nach der einfachen Oktettregel erlaubt wären (z. B. in SF6) oder mehr Bindungen zu einer geringeren Anzahl von Bindungspartnern eingehen wie z. B. in Lewisstrukturen mit einer oder mehreren Doppelbindungen (z. B. in
Nur in den einfachsten Fällen zeigt eine Lewisstruktur auch die dreidimensionale Gestalt eines Moleküls. Der einfachste Ansatz zur Vorhersage der dreidimensionalen Anordnung der Atome in einem Molekül ist die Valenzschalen-Elektronenpaarabstoßungstheorie (VSEPR-Theorie). Dabei versucht man, die Bereiche hoher Elektronendichte (d. h. Einfach- und Mehrfachbindungen sowie freie Elektronenpaare) so um ein zentrales Atom anzuordnen, dass die Abstände zwischen ihnen maximal werden. Daraus ergibt sich dann die Anordnung der über diese Bindungen verknüpften Atome und somit die Gestalt des Moleküls. Beispielsweise bevorzugen vier Bereiche hoher Elektronendichte eine tetraedrische Anordnung; wenn an jeder dieser Positionen ein Atom gebunden ist (wie in CH4), so resultiert ein tetraedrisches Molekül. Wenn nur an drei dieser Positionen ein Atom gebunden ist (wie in NH3), so entsteht ein trigonal pyramidales Molekül usw. Die Bezeichnungen der verschiedenen häufig vorkommenden Strukturen sind in Abb. G-2 gezeigt. In einer verfeinerten Version der Theorie berücksichtigt man, dass freie Elektronenpaare Bindungselektronenpaare stärker abstoßen als diese einander. Die Gestalt eines Moleküls ergibt sich dann – soweit sie nicht ohnehin durch die Symmetrie festgelegt ist – durch Minimierung der Abstoßung aufgrund der freien Elektronenpaare. So nimmt z. B. in SF4 das freie Elektronenpaar eine äquatoriale Position ein und die beiden axialen S-F-Bindungen biegen sich etwas von dem freien Elektronenpaar weg, sodass insgesamt ein Molekül in Form einer deformierten Wippe resultiert (Abb. G-3).
Hinweis
Viele Chemiker bezeichnen die kleinste Einheit einer Substanz mit derselben Zusammensetzung wie das Gesamtmaterial als „Molekül“, egal ob es sich um eine kovalente oder eine ionische Verbindung handelt; sie sprechen beispielsweise auch von einem „Molekül NaCl“. Dieser unsauberen Sprechweise folgen wir nicht. Wir reservieren den Begriff „Molekül“ für individuelle, kovalent gebundene Teilchen (wie in „ein Molekül H2O“); für ionische Verbindungen verwenden wir den Begriff „Formeleinheit“.
Abb. G.1 Einige typische Lewisstrukturen von einfachen Molekülen und Ionen. Die Strukturen zeigen die Bindungs- und freien Elektronenpaare, sagen aber außer in sehr einfachen Fällen nichts über die Gestalt der Moleküle aus.
Abb. G.2 Die Bezeichnungen der geometrischen Anordnungen, die man zur Beschreibung symmetrischer mehratomiger Moleküle verwendet.
Abb. G.3 (a) Die Einflüsse auf die Molekülstruktur von SF4 nach der VSEPR-Theorie. (b) Das Ergebnis ist eine deformierte Wippe.
Kovalente Bindungen können auch polar sein, d. h. einer ungleichmäßigen Verteilung des Bindungselektronenpaars zwischen den beiden verbundenen Atomen entsprechen. In diesem Fall erhält eines der beiden verknüpften Atome eine positive Partialladung (die man durch δ+ symbolisiert) und das andere eine negative (δ–). Die Fähigkeit eines Atoms, Elektronen an sich zu ziehen, wenn es Teil eines Moleküls ist, wird durch die Elektronegativität χ des Elements beschrieben. Die benachbarte Anordnung gleich großer Partialladungen mit entgegengesetzten Vorzeichen entspricht einem elektrischen Dipol. Wenn die Ladungen +Q und –Q sind und sie einen Abstand d voneinander haben, ist der Betrag des elektrischen Dipolmoments μ = Qd. Ob ein Molekül als Ganzes polar ist oder nicht, hängt von der geometrischen Anordnung der Bindungen ab; symmetrische Molekülen sind oft unpolar, obwohl sie polare Bindungen enthalten. So enthält das Molekül CO2 (das die Struktur OCO besitzt) zwei polare CO-Bindungen, deren Dipole sich jedoch ausgleichen, sodass das Molekül insgesamt unpolar ist.
G.3 Makroskopische Materie
■ Das Wichtigste in Kürze: (a) Makroskopische Materie kommt in drei Aggregatzuständen vor: als Gas, Flüssigkeit oder Festkörper. (b) Der Zustand einer makroskopischen Probe wird durch Angabe ihrer Eigenschaften wie Masse, Volumen, Menge, Druck oder Temperatur festgelegt. (c) Die Zustandsgleichung idealer Gase ist eine Beziehung zwischen Druck, Volumen, Stoffmenge und Temperatur eines idealisierten Gases.
Makroskopische Materie besteht aus einer großen Zahl von Atomen, Molekülen oder Ionen. Sie kann als Festkörper, Flüssigkeit oder Gas vorliegen:
Ein Festkörper ist eine Substanz, die eine feste Form besitzt und diese auch beibehält, egal in welchen Behälter man sie bringt.
Eine Flüssigkeit nimmt die Gestalt des Behälters an, in dem sie sich befindet (bzw. in einem Schwerefeld des unteren Teils des Behälters), und ist von dem ungenutzten Teil des Behälters durch eine definierte Grenzfläche getrennt.
Ein Gas nimmt die Gestalt des Behälters an, in dem es sich befindet, und füllt stets das gesamte zur Verfügung stehende Volumen aus.
Flüssigkeiten und Gase sind Beispiele für den kondensierten Zustand. Flüssigkeiten und Gase bezeichnet man gemeinsam oft als Fluide: als Reaktion auf Kräfte, die von außen auf sie einwirken (z. B. die Schwerkraft) können sie fließen.
Der Zustand einer makroskopischen Probe
