EL-MO Elemente und Moleküle, Schulbuch

KM-5: Modellbildung und Strukturen Partialladung – Dipolmoleküle 2.6 Polare und unpolare Moleküle 41 41 Abb. 041–1: Unpolare und polare Moleküle Abb. 041–4: Polarität von Molekülen mit mehr als 2 verschiedenen Atomen Abb. 041–2: Vergleich der Moleküle Wasser und Kohlenstoffdioxid Sind unterschiedliche Atome miteinander verknüpft, so tritt auf Grund der Elek- tronegativitätsunterschiede der Bindungspartner eine ungleichmäßige Vertei- lung der Elektronen zwischen den beteiligten Atomen auf. Die Bindungselektro- nen halten sich häufiger in der Nähe des Atoms mit der höher Elektronegativität auf. Die an der Bindung beteiligten Atome bekommen eine Teil- oder Partialladung, da im Schnitt mehr oder weniger elektrisch negative Ladung zur Verfügung steht, als der positiven Kernladung entspricht. Man spricht von einer polarisier- ten Bindung . Die Teil- oder Partialladung Der Partner mit der höheren Elektronegativität erhält mehr Anteil an dem bin- denden Elektronenpaar und bekommt daher eine negative Partialladung ( δ – ). Der Partner mit der geringeren Elektronegativität „verliert“ einen Anteil des bin- denden Elektronenpaars und erhält eine positive Partialladung ( δ + ). (Der griechische Großbuchstabe Delta ∆ steht für „Differenz“, das kleine Delta δ steht für Teilladung, da die bindenden Elektronenpaare nicht vollständig von einem Atom zum anderen übertragen wurden und daher auch keine ganzen Ladungen entstehen.) Ein Molekül, das wie das HF Molekül eine positive und eine negative Seite hat, nennt man ein polares Molekül oder Dipolmolekül . H 2 und F 2 sind unpolare Mo- leküle , da es hier keinen Elektronegativitätsunterschied gibt (Abb. 41–1). Dipolmoleküle Dipolmoleküle besitzen einen positiven und einen negativen Ladungsschwer- punkt. Der Dipolcharakter ist umso stärker ausgeprägt, je größer der Elektro- negativitätsunterschied der Bindungspartner ist. HCl (∆ EN = 0,6) und HBr (∆ EN = 0,5) sind daher schwächere Dipole als HF (∆ EN = 1,9). Bei ∆ EN < 0,5 spricht man nicht mehr von einer polarisierten Bindung. Dipolcharakter bei mehratomigen Molekülen Bei mehr als zwei verknüpften Atomen kann in manchen Fällen trotz einer pola- risierten Bindung, das Molekül unpolar sein. Als Beispiele dienen die wichtigen Moleküle H 2 O und CO 2 . Beide besitzen polarisierte Bindungen. Wasser ist ein Dipolmolekül, da durch den gewinkelten Aufbau zwei Molekülbe- reiche mit unterschiedlichen Ladungsschwerpunkten auftreten. Kohlenstoffdioxid ist aufgrund des gestreckten Aufbaus unpolar. Es fallen die Ladungsschwerpunkte zusammen und heben einander auf (Abb 41–2). Erkennungshilfe für Dipolmoleküle aus zwei Atomsorten: Bei Molekülen, die nur aus zwei Atomsorten bestehen, muss das Zentralatom eine oder mehrere nicht- bindende Elektronenpaare besitzen, damit das Molekül polar ist. Diese Elekt- ronenpaare bewirken, dass die Bindungspartner auf einer Seite des Moleküls „zusammenrücken“. (Abb. 41–3) Sind mehrere unterschiedliche Atome miteinander verknüpft, muss man das Gesamtmolekül betrachten und den Dipolcharakter abschätzen (Abb. 41–4). Moleküle mit unterschiedlichen Bereichen – Amphiphile Interessant sind Verbindungen mit einem unpolaren und einem polaren Bereich. Solche Moleküle treten vor allen Dingen bei organischen Verbindungen auf. Ein wichtiges amphiphiles Teilchen dieser Art ist die Seife: H H F F H F ∆ EN = 0 ∆ EN = 0 ∆ EN = 1,9  +  – O H H CO O δ+ δ+ (2) δ+ (2) δ – δ – δ – Abb. 041–3: Polarität von Ammoniak und Schwefeldioxid N δ+ (3) δ – H H H δ+ δ+ S (2) δ+ δ – δ – O O polarer Bereich unpolarer Bereich C F δ+ H H H δ+ δ+ δ – C O δ+ H H H δ+ δ+ δ – H δ+ δ+ C O H H H C H H H δ – δ+ δ+ δ+ δ+ δ+ Üb Übung 41.1 Welche der folgenden Moleküle sind Di- pol-Moleküle? SO 2 , SO 3 , CO 2 , HCN, H 2 SO 4 , H 2 S, CF 4 , H 2 CO 2 , HNO 2 C C C C C C C C C C C C C C O O H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H K Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv