Wir haben im Chemieunterricht polare atombindung behandelt, und ich habe es leider nicht verstanden. Auf Nachfrage, wie das nun genau ginge teilte mir mein Chemielehrer mit ich solle doch bitte im Internet gucken, da seie meine Generation doch so fit. Es wäre mir nett wenn mir jemand von euch das am besten am Beispiel Wasser erklären könnte. Danke im Vorraus
Johannes
Hallo
Wasser ist eine stark polare Atombindung. Die Elektonegativität(EN) ist ein Maß für die Kraft der Anziehung eines Atoms auf ein bindendes Elektron. EN für O ist 3,5 und EN für H ist 2,1 dies ergibt deltaEN 1,4.
Das O-Atom zieht die zwei gemeinsamen Elektronen mehr an als das jeweilige H-Atom. Dadurch entsteht ein Dipol: Das O-Atom entwickelt eine leichte negative Ladung die H-Atome werden jeweils etwas positiv.
Durch den Dipol hat Wasser die Eigenschaft, sein Molekül auszurichten. Man kann einen dünnen Wasserstrahl ablenken indem sich die O-Atome Richtung geladenen Gegenstand(+ z.B. Hartgummi) ausrichten. Die H-Atome sind auf der anderen Seite des Moleküls und haben somit weniger (abstoßende) Wirkung auf den Gegenstand.
Dieses Verhalten nutzt auch die Mikrowelle aus.
Je größer deltaEN, desto stärker der Dipol und desto besser hält das Molekül zusammen (höherer Schmelz- u. Siedepunkt).
Ich hoffe du hast es kapiert.
Gruß
Florian
Guten Tag,
Also diese Aussage deines Lehrers ist meiner Meinung nach unmöglich! Wenn ich alles aus dem Internet lerne (was natürlich möglich ist), dann brauche ich nicht mehr in die Schule zu gehen. Entweder er hat keine Lust oder selbst keine Ahnung von dem was er erzählt. Über sowas könnte ich mich aufregen… Es kann nicht Sinn und Zweck eines Unterrichts sein, dass man Begriffe hingeworfen bekommt und man dann mittels Google die Bedeutung herausfinden muss. Denn wenn das so wäre bräuchte man die Person die vorne an der Tafel steht nicht mehr sondern lediglich nen Internet Anschluss. Möglich ist es natürlich aber nicht Sinn und Zweck einer Schule…
Das musste einfach raus…
Vielen Dank für die schnelle Antwort. Ja ich glaube jetzt habe ich es verstanden.
Hallo,
Je größer deltaEN, desto stärker der Dipol und desto besser
hält das Molekül zusammen (höherer Schmelz- u. Siedepunkt).
das ist so falsch. deltaEN sagt allein nichts über die Bindungsstärke im Molekül aus. Schmelz-&Siedetemperaturen entstehen auch nicht durch inter- sondern durch intramolekulare Anziehungskräfte, also auf den Kräften zwischen den einzelnen Molekülen, und DIESE sind umso größer je größer deltaEN (Stichwort Wasserstoffbrücken).
Grüße
Ja, da habe ich mich falsch ausgedrückt, es war sowieso nur zum groben orientierten. Da spielen ja noch einige andere Faktoren mit.
Wichtiger ist mir aber, dass es eben nicht immer gilt, je größer deltaEN, desto höher Smp und Sdp.
H20 und H2S; HF und HCl; H2Se und H2Te lassen sich gut vergleichen, aber der Fluorwasserstoff schmilzt vor Wasser trotz deltaEN.
Er kann eben nicht so viele Wasserstoffbrücken bilden (da jedes Molekül nur ein H-Atom hat).
Gruß
Florian
Hallo,
Ich habe nur ein paar kleine Anmerkungen zum Vorposter
Dadurch entsteht ein Dipol: Das O-Atom
entwickelt eine leichte negative Ladung die H-Atome werden
jeweils etwas positiv.
Das stimmt nur bedingt, Wasser ist ganz klar ein Dipol, das liegt jedoch nicht allein an der Polarität der Bindung. Ausschlaggebend, ob ein polares Molekül ein Dipol ist oder nicht, ist der Molekülbau, genauer der Schwerpunkt der Ladung. Ich versuche das mal anschaulich zu erklären.
Bei zweiatomigen, polaren Molekülen ist es sehr Einfach, Diese sind immer Dipole, denn das Atom mit der Stärkeren Elektronegativität (EN) zieht die Bindungselektronen stärker zu sich, der negative Ladungsschwerpunkt ist also stärker bei diesem, während der positive Ladungsschwerpunkt beim weniger elektronegativen ist. Beispiele Hier für wären:
\text{HCl} \qquad \Delta \text{EN}_{\text{H,Cl}}=0,96
\text{HBr} \qquad \Delta \text{EN}_{\text{H,Br}}=0,76
Bei komplexeren Molekülen als den Halogenwasserstoffen wird es etwas komplizierter. Nehmen wir Wasser als Beispiel, wir stellen uns das Molekül vor dem inneren Auge so vor, dass die Wasserstoffe alle links liegen und der Sauerstoff rechts. Durch die gewinkelte Form und der höheren EN des Sauerstoffs wird die Negative Ladung nach rechts verschoben, wärend die positive entsprechend nach links geht. Auch hier haben wir einen Dipol, denn die beiden Schwerpunkte liegen entfernt voneinander. Weitere Beispiele hierfür.
\text{H}_{2}\text{O} \qquad \Delta \text{EN}_{\text{H,O}}=1,24
\text{NH}_{3} \qquad \Delta \text{EN}_{\text{H,N}}=0,84
\text{CHCl}_{3} \quad \Delta \text{EN}_{\text{C,Cl}}=0,61
Es gibt aber nun auch Moleküle wie \text{CO}_{2} Die zwar polar sind (\text{EN}_{\text{C,O}}=0,89) aber keine Dipole sind. Warum ist das so?
Kohlenstoffdioxid ist durch die beiden Doppelbindungen am Kohlenstoff linear, beide ziehen also in entgegengesetzter Richtung gleich stark an den Bindungselektronen. Da durch liegt der negative Ladungsschwerpunkt in der Mitte des Kohlenstoffatoms, dort ist auch der positive Ladungsschwerpunkt, wie man sich leicht vorstellen kann. negativer und positiver Schwerpunkt fallen also räumlich aufeinander. Unbenommen davon bleibt natürlich der Kohlenstoff durch die unterschiedlichen EN \delta^{+} und die Sauerstoffe \delta^{-}. Das Molekül ist also polar, aber kein Dipol. weitere Beispiele
\text{CO}_{2} \qquad \Delta \text{EN}_{\text{C,O}}=0,89
\text{CCl}_{4} \qquad \Delta \text{EN}_{\text{C,Cl}}=0,61
Ich habe zur veranschaulichung ein kleines Bild gemacht zu finden unter
http://tzeutschler.de/polare-molekuele.png
Durch den Dipol hat Wasser die Eigenschaft, sein Molekül
auszurichten. Man kann einen dünnen Wasserstrahl ablenken
indem sich die O-Atome Richtung geladenen Gegenstand(+ z.B.
Hartgummi) ausrichten. Die H-Atome sind auf der anderen Seite
des Moleküls und haben somit weniger (abstoßende) Wirkung auf
den Gegenstand.
Dieses Verhalten nutzt auch die Mikrowelle aus.
Das stimmt soweit, nur möchte ich noch anmerken, dass polare Moleküle, die keine Dipole sind sich nicht so verhalten. ein dünner Strahl Tetrachlormethan ( \text{CCl}_{4} ) lässt sich entsprechend nicht durch einen geladenen Stab ablenken, oder in der Mikrowelle erwärmen.
Je größer deltaEN, desto stärker der Dipol und desto besser
hält das Molekül zusammen (höherer Schmelz- u. Siedepunkt).
Wie schon zu Beginn gesagt, der Elektronegativitätsunterschied sagt nichts darüber aus, ob ein Molekül ein Dipol ist oder nicht, es erlaubt nur eine Aussage darüber, ob eine Bindung unpolar oder polar ist.
Bei Florian sind wohl beide Bergiffe etwas verschmolzen, aber ich hoffe ich konnte zur weiteren Klärung beitragen.
grüße
Thorsten
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Da ließt man seinen Artikel extra nochmal durch und postet ihn dann, um dann von einem Freund den hinweis zu bekommen, dass noch was fehlt 
Zum einen noch eine Anmerkung zu Dipolen und Polarität, auch ich bin in ein kleines Fettnäpfchen getreten. Also nochmal kurz.
Ich habe von Polaren molekülen geschrieben, meinte jedoch polare Bindungen, denn die EN gibt nur Auskunft über eine Bindung, nicht über das Molekül. Also kann ein Molekül polare Bindungen haben und dabei ein Dipol oder eben kein Dipol sein (z.B. Wasser und Kohlendioxid) Die Erklärung wie der Dipol zu Stande kommt, ist aber soweit korrekt, aber ich möchte hinzufügen dass man Dipol Moleküle auch polare Moleküle nennt.
Man muß also zwischen polaren Bindungen und polaren Molekülen unterscheiden.
Je größer deltaEN, desto stärker der Dipol und desto besser
hält das Molekül zusammen (höherer Schmelz- u. Siedepunkt).Wie schon zu Beginn gesagt, der Elektronegativitätsunterschied
sagt nichts darüber aus, ob ein Molekül ein Dipol ist oder
nicht, es erlaubt nur eine Aussage darüber, ob eine Bindung
unpolar oder polar ist.
Bei Florian sind wohl beide Bergiffe etwas verschmolzen, aber
ich hoffe ich konnte zur weiteren Klärung beitragen.
Natürlich hat die Bindungsstärke nichts mit dem Siedepunkt zu tun, aber die EN trägt zur Bindungsstärke bei, je größer nämlich \Delta \text{EN} ist umso stärker ist die Bindungsenergie zwischen den Atomen \Delta H^{0}_{B} .
\begin{tabular}{ccc}
Summenformel & $\Delta H^{0}_{B} ( \text{kJ} \cdot \text{mol}^{-1})$ & $\Delta \text{EN}$\
\hline$\text{HF}$ & $570$ & $1,7$\
$\text{HCl}$ & $432$ & $1,0$\
$\text{HBr}$ & $366$ & $0,7$\
$\text{HBr}$ & $298$ & $0,2$\
\end{tabular}
Dieser Zusammenhang ist recht einfach ersichtlich, wenn man weiß, dass Pauling die Elektronegativität über die Bindungsstärke definiert hat.
Die Polarität eines Moleküls (Dipol) leistet aber einen kleinen Beitrag beim Zusammenhalt der Moleküle untereinander (intermolekulare Wechselwirkung). Je stärker der Dipolcharakter ausgeprägt ist, umso stärker sollten die Dipole zusammenhalten. Dennoch ist die Siedetemperatur von Bromwasserstoff höher als die von Chlorwasserstoff. Das liegt daran, dass auch Dipole induziert werden können, also durch benachbarte Atome ein Atom zu einem Dipol wird. Brom lässt sich sehr einfach polarisieren und so trägt dieser Effekt hier mehr bei. Diese induzierten Dipole ziehen sich natürlich auch an. Allgemein fasst man diese Dipol/Dipol-Wechselwirkungen (also permanente und induzierte) als van-der-Waals-Kräfte zusammen.
Die Siedetemperaturen sind also nicht „einfach“ anhand der EN auszumachen und auch deren Tendenz ist schwer vorherzusagen. Viele weitere Effekte spielen auch noch eine Rolle auf die ich der Übersichtlichkeit verzichten möchte.
Nun ist der Beitrag doch etwas komplexer geworden als ich ursprünglich wollte sollte aber soweit von Fehlern bereinigt sein. Ich hoffe ihr entschuldigt meine Schlurigkeit, da ich den Beitrag „schnell“ zwischen zwei Veranstaltungen geschrieben hatte, als ich eigentlich nur meinen Account reaktivieren wollte.
Grüße
Thorsten
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