Transcript 2.Klasse_3.1_Einführung-_3.3_Dipolmoleküle

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.
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.
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 WasserstoffAtome (2.1). Die Bindungselektronen befinden sich näher beim
Sauerstoff-Atom.
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.
Polaritätspfeile
• Polare Bindungen werden durch Pfeile gekennzeichnet.
Dabei zeigt der Pfeil in die Richtung des stärker
elektronegativen Atoms.
Übung Polare Bindungen
• Löst bitte das Arbeitsblatt durch
3.3 Dipolmoleküle
Teilladungen
Beim 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.
δ
δ
δ
Achtung: Sauerstoff trägt nur eine Partialladung!!!
Partialladung: Beispiel CCl4
δ
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
Polare Bindungen heben sich
nicht auf: Dipolmoleküle
Übungsaufgaben: Dipolmoleküle
• Bitte löst das Arbeitsblatt durch