3 Eigenschaften der Molekülverbindungen

1. 3 Eigenschaften der Molekülverbindungen Themenbereich: Molekülbau

2. Übersicht • 3.1 Einführung • 3.2 Polare Elektronenpaarbindungen • 3.3 Dipolmoleküle • 3.4 Intermolekulare Kräfte

3. 3.1 Einführung

4. 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.

5. Ergebnis: Hexan • Hexan lässt sich mit keinem der beiden Stäbe ablenken

6. Ergebnis: Wasser • Wasser wird von beiden Stäben abgelenkt

7. 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.

8. 3.2 Polare Bindungen

9. 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).

10. 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

11. 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.

12. 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

13. Polare Bindungen Als Vereinfachung sagt man: • ∆EN ≥ 0.5 Polare Bindung • ∆EN < 0.5 Apolare (nicht polare) Bindung

14. 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.

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

16. Übung Polare Bindungen • Löst bitte das Arbeitsblatt durch

17. 3.3 Dipolmoleküle

18. 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.

19. 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!!!

20. Partialladung: Beispiel CCl4 Wichtig: Das Kohlenstoff-Atom trägt nur eine positive Partialladung!!!

21. 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: • das Molekül mindestens eine polare Bindung besitzt. • die Polaritäten aller polaren Bindungen sich nicht aufheben.

22. Polare Bindungen heben sich auf:Apolare Moleküle

23. Polare Bindungen heben sich nicht auf: Dipolmoleküle

24. Übungsaufgaben: Dipolmoleküle • Bitte löst das Arbeitsblatt durch