3 Eigenschaften der Molekülverbindungen

Themenbereich:

Molekülbau

Übersicht

• 3.1 Einführung

• 3.2 Polare Elektronenpaarbindungen

• 3.3 Dipolmoleküle

• 3.4 Intermolekulare Kräfte

3.1 Einführung

Experiment

In zwei Büretten befinden sich Wasser bzw. Hexan.

Die beiden Flüssigkeiten werden herausgelassen und es

wird versucht mit einem geladenen Glasstab bzw. einem

geladenen Hartgummistab den Flüssigkeitsstrahl

abzulenken.

Hartgummistab:negativ geladen

Glassstab:positiv geladen

Ergebnis: Hexan

• Hexan lässt sich mit keinem der beiden Stäbe ablenken

Ergebnis: Wasser

• Wasser wird von beiden Stäben abgelenkt

Erklärungsversuch

• Wasser und Hexan sind elektrisch neutrale Moleküle.

• Wasser verhält sich so, als ob es teilweise positiv und teilweise negativ geladen wäre. Wir nennen das Dipol.

Glassstab(positiv geladen)

Wasserteilchen Hartgummistab(negativ geladen)

Wasserteilchen

3.2 Polare Bindungen

Elektronegativität

• Nähere Untersuchungen zeigen, dass sich die Elektronen in der O-H Bindung im Wassermolekül bevorzugt beim Sauerstoff-Atom aufhalten.

Definition: Die Tendenz eines Atoms, Elektronen einer Bindung an sich zu ziehen nennt

man Elektronegativität (EN).

Elektronegativität und PSE

• Die Elektronegativität ist eine Eigenschaft eines Atoms

• Die Werte der EN sind im PSE angegeben:

Je höher dieser Wert ist, desto grösser ist das Bestreben des Atoms die Bindungselektronen an sich zu ziehen.

• Allgemein gilt: Metall-Atome: EN < 2.0

Halbmetall-Atome: EN ≈ 2.0

Nichtmetall-Atome: EN > 2.0

Beispiel: Wasser

• Im Wasser-Molekül sind die Elektronen nicht gleichmässig verteilt: Das Sauerstoff-Atom hat eine höhere EN (3.5) als die Wasserstoff-Atome (2.1). Die Bindungselektronen befinden sich näher beim Sauerstoff-Atom.

H

O

H

EN (O): 3.5

EN (H): 2.1EN (H): 2.1

Polarität

Bindungen, bei welchen die Elektronenverteilung nicht

gleichmässig ist, nennt man polare Elektronenpaarbindung.

Die Polarität (∆EN) einer Bindung gibt an wie stark die

Elektronen zum einen Atom einer Bindung gezogen werden.

Def. ∆EN = Elektronegativitätsdifferenz zwischen beiden Atome einer Bindung

Polare Bindungen

Als Vereinfachung sagt man:

• ∆EN ≥ 0.5 Polare Bindung

• ∆EN < 0.5 Apolare (nicht polare) Bindung

Beispiel: Wasser

• Die Elektronegativitätsdifferenz beträgt für die O-H Bindungen:

∆EN = EN (O) – EN (H) = 3.5 – 2.1 = 1.4

Es handelt sich also um eine polare Bindungen.

H

O

H

EN (O): 3.5

EN (H): 2.1EN (H): 2.1

Polaritätspfeile

• Polare Bindungen werden durch Pfeile gekennzeichnet. Dabei zeigt der Pfeil in die Richtung des stärker elektronegativen Atoms.

H

O

H

EN = 1.4EN = 1.4

Übung Polare Bindungen

• Löst bitte das Arbeitsblatt durch

3.3 Dipolmoleküle

TeilladungenBeim Wasser-Moleküle sind die Bindungselektronen nicht

gleichmässig verteilt: Sie befinden sich näher beim

Sauerstoff-Atom.

Dies hat zur Folge, dass das Sauerstoff-Atom teilweise

negativ geladen ist.

Gleichzeitig ist das Wasserstoff-Atom teilweise positiv

geladen.

Partialladung

Diese Teilladungen werden Partialladungen genannt. Man

benutzt zur Darstellung von Partialladungen das griechische

Symbol δ (sprich: delta) sowie das Plus- bzw. Minuszeichen.

Achtung: Sauerstoff trägt nur eine Partialladung!!!

H

O

H

δ

δ δ

Partialladung: Beispiel CCl4

C

Cl

Cl Cl

Clδ

δ

δ

δ δ

Wichtig: Das Kohlenstoff-Atom trägt nur eine positive Partialladung!!!

Dipolmoleküle

Dipolmoleküle werden von einem elektrisch geladenen Stab

abgelenkt, da die Elektronen ungleichmässig verteilt sind und

es zu einer Ladungstrennung kommt.

Es handelt sich um Dipolmolekül, falls:

1) das Molekül mindestens eine polare Bindung besitzt.

2) die Polaritäten aller polaren Bindungen sich nicht aufheben.

Polare Bindungen heben sich auf:Apolare Moleküle

C

Cl

Cl Cl

ClC OO

EN = 1.0

EN = 1.0

EN = 0.5

Polare Bindungen heben sich nicht auf: Dipolmoleküle

C

F

Cl Cl

ClC O

H

H

H

O

H

EN = 0.5

EN = 1.5

EN = 1.4

EN = 1.0

Übungsaufgaben: Dipolmoleküle

• Bitte löst das Arbeitsblatt durch