Sie haben gelernt, was kovalente Bindungen sind und wie Nichtmetalle kovalente Bindungen eingehen. Sie haben auch gelernt, dass einige kovalente Moleküle klein oder riesige kovalente Strukturen sein können. In diesem Artikel lernen Sie kleine kovalente Moleküle, ihre Eigenschaften und einige Beispiele kennen.
- In diesem Artikel werden wir darüber sprecheneinfache Moleküle.
- Wir werden anfangen, einige zu sehenBeispiele für einfache Moleküle.
- Zum Abschluss werden wir die sehenallgemeine Eigenschaftenvon einfachen Molekülen.
Einfache Moleküle
Einfache kovalente Molekülesindkleine Molekülein denen Atome zusammengehalten werden durchkovalente Bindungen.
EIN Kovalente Bindungist einchemische Bindungin welchen Elementen TeilenElektronenpaare miteinander. Die Atome werden durch die starken elektrostatischen Kräfte zwischen den Kernen der Atome und dem gemeinsamen Elektronenpaar zusammengehalten.
Kleine kovalente Moleküle oder einfache kovalente Moleküle sind Moleküle, die nur aus wenigen Atomen bestehen. Sie haben Eigenschaften, die sich stark von anderen Arten kovalenter Moleküle unterscheiden. Dies ist das Ergebnis davon, wie die Moleküle gebildet werden und wie einzelne Moleküle miteinander interagieren. Atome bilden kovalente Bindungen, um a zu erreichenstabile elektronische Konfiguration. Eine stabile elektronische Konfiguration liegt vor, wenn die Valenzschale (die äußerste Elektronenschale) eines Atoms vollständig mit Elektronen gefüllt ist. Sie werden sehen, wie dies geschieht, wenn wir die Beispiele einfacher Moleküle besprechen.
Einfache Moleküle: Beispiele
Einige der einfachen Moleküle sind Ihnen schon einmal begegnet. Veranschaulichen wir sie auch mit aPunkt- und Kreuzdiagramm. Ein Punkt-Kreuz-Diagramm ist nützlich, um kovalente Bindungen zwischen Atomen zu veranschaulichen. Punkte repräsentieren dieValenzelektroneneines Atoms, während Kreuze die darstellenWertigkeitElektronenim anderen Atom.
Wasserstoffmolekül
Geschrieben als H2. Das Wasserstoffatom hat die elektronische Konfiguration von 1s1. Es hat nur 1 Elektron. Das 1s-Orbital kann maximal 2 Elektronen enthalten. Daher benötigt Wasserstoff 1 weiteres Elektron, um eine stabile elektronische Konfiguration zu haben. Also teilen sich 2 Wasserstoffatome 1 Elektron miteinander, also haben beide 2. Dies ist im folgenden Diagramm dargestellt.
Abb. 1: Wasserstoffmolekül | IGCSE-Chemie
Chlor-Molekül
Chlor hat eine elektronische Konfiguration von[Ne] 3s² 3p&sup5;. Es hat 7 Elektronen in seiner Valenzschale (der 3. Schale) und braucht nur 1 mehr, um sein Oktett zu vervollständigen. Also teilen sich 2 Chloratome 1 Elektron miteinander, also haben sie beide 1 extra. Dies wird in der folgenden Abbildung veranschaulicht -
Abb. 2: Chlormolekül |IGCSE-Chemie
Beachten Sie, dass das Punkt-Kreuz-Diagramm nur die Elektronen in der Valenzschale zeigt.
Chlorwasserstoff
Auch bekannt als Salzsäure. Sowohl Wasserstoff als auch Chlor benötigen 1 Elektron, um ihre Valenzschale zu vervollständigen, wie Sie in den beiden vorherigen Beispielen gesehen haben. Beide Atome teilen also 1 Elektron miteinander und bilden eine kovalente Bindung.
Abb. 3: Chlorwasserstoff-Molekül |IGCSE-Chemie
Sauerstoffmolekül
Geschrieben als O2. Sauerstoff hat dieelektronische Konfigurationvon[He] 2s² 2p⁴. Es hat 6 Elektronen in seiner Valenzschale (der 2. Schale) und benötigt 2 weitere, um sein Oktett zu vervollständigen. Also teilen sich zwei Sauerstoffatomeje 2 Elektronen,miteinander und bilden adoppelte kovalente Bindung. Dies ist das erste Beispiel für Doppelbindungen und ist im folgenden Diagramm dargestellt -
Abb. 4: Sauerstoffmolekül |IGCSE-Chemie
Dihydrogenmonoxid (Wasser)
Mach dir keine Sorgen,Dihydrogenmonoxid(H2O) ist nur die chemische Bezeichnung für Wasser, das man trinkt! Sie haben bereits gesehen, dass Sauerstoff 2 weitere Elektronen benötigt, um sein Oktett zu vervollständigen, und Wasserstoff 1 Elektron benötigt, um seine Valenzschale vollständig zu füllen. Also bildet 1 Sauerstoffatom einfache kovalente Bindungen mit 2 Wasserstoffatomen, und alle sind glücklich! Dies ist im Diagramm dargestellt -
Abb. 5: Wassermolekül |IGCSE-Chemie
Ammoniak
Ammoniak ist NH3.Stickstoff bildet3 Einfachbindungen mit 3 Wasserstoffatomen. Stickstoff hat die elektronische Konfiguration von[Er] 2s22p3. Es hat 5 Elektronen in seiner Valenzschale und benötigt nur 3 weitere, um sein Oktett zu vervollständigen, wodurch es 3 Elektronen mit 3 Wasserstoffatomen teilt.
Abb. 6: Ammoniakmolekül |IGCSE-Chemie
Methan
Methan ist ein Alkan. Sie erfahren mehr über Alkane in der Organischen Chemie. Methan wird als CH geschrieben4. Es ist ein Molekül, das aus 1 Kohlenstoffatom und 4 Wasserstoffatomen besteht. Kohlenstoff hat die elektronische Konfiguration von[Er] 2s22p2und benötigt 4 weitere Elektronen, um sein Oktett zu vervollständigen, also bildet es 4 einfache kovalente Bindungen mit 4 verschiedenen Wasserstoffatomen, wie so -
Abb. 7: Methanmolekül |IGCSE-Chemie
Ethen
Ethen ist ein Alken. erfahren Sie mehr über Alkene ist organische Chemie.
Alkene und Alkane sind nicht dasselbe (beachten Sie die unterschiedliche Schreibweise). Alkane sind Verbindungen aus Kohlenstoff und Wasserstoff (Kohlenwasserstoffe genannt), die nur Einfachbindungen zwischen Kohlenstoffatomen aufweisen. Alkene sind Kohlenwasserstoffe, die 1 oder mehrere Doppelbindungen zwischen Kohlenstoffatomen aufweisen können.
Im Beispiel vonMethan, haben Sie gelernt, dass Kohlenstoff 4 weitere Elektronen benötigt, um sein Oktett zu vervollständigen. Also sollte es auch in der Lage sein, Doppelbindungen herzustellen, oder? Richtig. In Ethen bilden 2 Kohlenstoffatome Doppelbindungen, indem sie jeweils 2 ihrer Elektronen miteinander teilen. Jetzt brauchen beide zwei weitere Elektronen, um ihr Oktett zu vervollständigen, was sie tun, indem sie Einfachbindungen mit Wasserstoffatomen eingehen. Ethen wird als C geschrieben2H4.
Abb. 8: Ethen-Molekül |IGCSE-Chemie
Alle kovalenten Moleküle existieren in einer bestimmten Form. Die Position aller Atome in einem Molekül und ihr Winkel zu anderen Atomen ist festgelegt. Es gibt verschiedene Formen, in denen einfache Moleküle existieren können. Diese Formen werden entsprechend bestimmtVSEPR-Theorie.
VSEPR-Theoriesteht für Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory.
Nach der VSEPR-Theorie hängen die Formen kovalenter Moleküle von der Anzahl der Bindungen und der Anzahl der freien Elektronen eines Atoms ab. Die nicht geteilten Elektronen eines Atoms in einem Molekül schweben in Elektronenwolken um das Atom herum und beeinflussen die relativen Positionen verschiedener Atome, die dieses Molekül bilden. Es ist auch möglich, die Bindungswinkel und die Länge der Bindungen zwischen zwei beliebigen Atomen in einem Molekül zu bestimmen.
Ein V-förmiges Wassermolekül.StudySmarter Originals
Die VSEPR-Theorie und Formen von Molekülen ist nicht Teil des GCSE-Lehrplans, aber wenn dies Ihr Interesse weckt, können Sie in diesem Artikel mehr darüber erfahren – Formen von Molekülen.
Einfache Moleküle: Eigenschaften
Substanzen aus einfachen Molekülen haben einige Eigenschaften, die bei allen Substanzen, die aus solchen Molekülen bestehen, erkennbar sind.
Niedriger Schmelz- und Siedepunkt
Atome in einfachen Molekülen werden durch sehr starke kovalente Bindungen zusammengehalten, deren Auflösung viel Energie erfordert. Die Moleküle selbst werden durch schwache zwischenmolekulare Kräfte, sogenannte Van-der-Waals-Kräfte, zusammengehalten. Um eine Substanz zu schmelzen oder zu kochen, ist es nur erforderlich, die Van-der-Waals-Kräfte zu brechen, die wenig Energie zum Brechen benötigen. Deshalb sind die meisten Substanzen einfacher Moleküle bei Raumtemperatur gasförmig.
Abb. 9: Schwache intermolekulare Kräfte / Van-der-Waals-Kräfte zwischen Wassermolekülen |BBC
| Substanz | Schmelzpunkt (ÖC) | Siedepunkt (ÖC) | Zustand bei Raumtemperatur |
| Wasserstoff (H2) | -259 | -253 | Gas |
| Sauerstoff(Ö2) | -218 | -183 | Gas |
| Methan (CH4) | -182 | -161 | Gas |
| Stickstoff (N2) | -210 | -196 | Gas |
| Chlor (Kl2) | -101 | -35 | Gas |
| Wasser(H2Ö) | 0 | 100 | flüssig |
Wasser (H2O) ist bei Raumtemperatur flüssig (keine Überraschung), da es einen Schmelzpunkt von 0 hatÖC, das höher ist als bei den meisten einfachen kovalenten Substanzen, aber immer noch als niedrig angesehen wird.
Die schwachenintermolekularen Kräfteauch bekanntVan-der-Waal-Kräftemit zunehmender Größe der Moleküle zunehmen. Und wenn die Van-Waals-Kräfte zunehmen, wird mehr Energie benötigt, um sie zu überwinden, was zu höheren Schmelz- und Siedepunkten führt.
Nehmen Sie zum Beispiel die Halogengase - Chlor (Cl2), Brom (Br2) und Jod (I2). Aus der 3, Kl2Molekül das kleinste ist, dann Br2ist größer als Cl2, und ich2ist das größte. Wenn, was wir gerade gelernt habenVan-der-Waal-Kräftestimmt, der Schmelz- und Siedepunkt sollte steigen, wenn wir von Chlor über Brom zu Jod gehen. Und tatsächlich, es ist wahr -
| Substanz | Schmelzpunkt (ÖC) | Siedepunkt (ÖC) |
| Chlor (Cl2) | -101 | -35 |
| Brom (Br2) | -7.2 | 58.8 |
| Jod (I2) | 113.7 | 184.3 |
Daher steigen die Schmelz- und Siedepunkte einfacher kovalenter Moleküle immer an, wenn wir eine Gruppe nach unten gehen.
Nichtleitfähigkeit von Elektrizität
Einfache Moleküle haben Atome, die mit kovalenten Bindungen verbunden sind. EINkovalente Bindungist ein gemeinsames Elektronenpaar zwischen Atomen. Atome teilen sich Elektronen, um ihre Oktetts in ihrer Valenzschale zu vervollständigen und eine stabile elektronische Konfiguration zu erreichen. Dieser Prozess führt weder zu einer resultierenden Ladung auf den Molekülen noch zu einem freien Elektron oder Ion, das als freier Ladungsträger wirken kann. Daher leiten Substanzen mit einfachen Molekülen keinen Strom.
Substanzen aus einfachen Molekülen leiten keinen Strom. Das heißt, Wasser leitet keinen Strom.
Aber sind Sie jemals auf eine Warnung gestoßen, niemals ein elektrisches Feuer mit Wasser zu löschen? Oder dass Sie beim Umgang mit Elektrogeräten wie dem Föhn auf Wasser verzichten sollten?Versuchen Sie nicht, dies zu Hause zu testen, da dies zu einem Stromschlag führen kann!
Das liegt am Wasser, das Sie täglich trinken und verwendentutaufgrund der darin enthaltenen Verunreinigungen Strom leiten. Die Verunreinigungen können darin enthaltene Salze oder Mineralien sein, die im Wasser Ionen bilden. Ionen im Wasser wirken als Ladungsträger und leiten Strom.
Reines H2O, oder destilliertes Wasser würde niemals Strom leiten.
Einfache Moleküle - Schlüsselmitnahmen
- Einfache kovalente Molekülesind kleine Moleküle, in denen Atome zusammengehalten werdenkovalente Bindungen.
- EINKovalente Bindungist eine chemische Bindung, bei der Elemente Elektronenpaare miteinander teilen.
- Beispiele für einfache Moleküle, die in diesem Artikel diskutiert werden, sind:Wasserstoff (H2), Chlor (Kl2), Sauerstoff (O2), Wasser (H2O), Ammoniak (NH3), Chlorwasserstoff (HCl), Methan (CH4), Ethen (C2H4).
- Einfache Moleküle habenniedriger Schmelz- und Siedepunkt. Dies liegt daran, dass Moleküle durch zusammengehalten werdenschwachintermolekularen Kräfte/Van-der-Waal-Kräfte, deren Überwindung nur wenig Energie erfordert.
- Einfache Moleküle leiten keinen Strom. Das liegt daran, dass sie es habenkeine Nettogebührauf ihnen, und habenkeine freien Elektronendie als Ladungsträger fungieren können.