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Die polare Elektronenpaarbindung - 2.Version - Referat
Die polare Elektronenpaarbindung
Wir haben Moleküle mit dem Modell der Elektronenpaarbindung beschrieben. Moleküle sind voneinander unabhängige Einheiten mit einer ganz bestimmten Zusammensetzung und Struktur. Dies spiegelt sich auch in den physikalischen Eigenschaften wieder.
Sind die Moleküle klein und besitzen sie eine geringen Masse, so sind die Verbindungen bei Zimmertemperatur entweder gasförmig oder es handelt sich um leicht flüchtige Flüssigkeiten.
Dies zeigt uns, dass die intermolekularen Kräfte schwach oder fast nicht vorhanden sind.
Wir wollen uns zuerst mit den intermolekularen Kräften zwischen Elementmolekülen befassen.
Das bindende Elektronenpaar wird von beiden Protonen angezogen und hält sich überwiegend zwischen diesen auf. Dort ist die Elektronendichte am größten, rechts und links ist sie gering.
Die intermolekularen Kräfte sind wegen der Symmetrie der Moleküle gering.
Wasser und Schwefelwasserstoff
Die Moleküle von Wasser und Schwefelwasserstoff besitzen beide eine gewinkelte Struktur. Die Ursache hierfür sind die Abstoßungskräfte zwischen den vier Kugelwolken.
Die beiden bindenden Elektronenaare stellen eine große Elektronendichte zwischen Sauerstoffatom und Wasserstoffatom dar. Die beiden freien Elektronenpaare bedeuten voluminösere Elektronenaufenthaltsräume. Hinzu kommt, dass sich Sauerstoff- und Wasserstoffatomrumpf unterscheiden. Zwei unterschiedliche Atomrümpfe ziehen aber ein bindendes Elektronenpaar unterschiedlich stark an. Die Frage ist nur, wer zieht stärker?
Das Bestreben eines Atomrumpfs, die Elektronen einer Elektronenpaarbindung zu sich heranzuziehen, nennt man seine Elektronegativität (EN).
Nun gibt es kein Messgerät für die Elektronegativität. Mithilfe verschiedener Daten (Atomradien, Bindungsenergie, Bindungslänge...) hat man Zahlenwerte berechnet, die den Atomrümpfen zugeordnet werden. Wir verwenden meistens die Tabelle von Pauling. Er ordnete dem Element mit der größten Elektronegativität den Wert 4,0 zu. Die anderen Werte bezog er auf diesen. Später folgten dann noch Korrekturen an den Berechnungsmethoden, die zu kleineren Abänderungen führten. Die Elektronegativitätswerte finden wir in dem von uns verwendeten Periodensystem.
Der Sauerstoffatom-Atomrumpf übt eine größere Anziehungskraft auf das bindende Elektronenpaar aus als der Wasserstoff-Atomrumpf.
Folgen: Die Elektronendichte des bindenden Elektronenpaars ist in Richtung Sauerstoffatom verschoben. Ohne diese Tatsache wäre die Elektronendichte symmetrisch zwischen den Atomrümpfen. Die unterschiedliche Elektronegativität verursacht ein Ungleichgewicht. Am Ort des Sauerstoffatoms haben wir etwas mehr negative Ladung verglichen mit einer Ladungsverteilung ohne Verschiebung. Am Ort des Wasserstoffatoms haben wir folglich etwas weniger negative Ladung. Überschuss und Mangel entsprechen nur einem Teil der Ladungsmenge eines Elektrons. Genaue Angaben lassen sich jedoch nicht machen.
Deshalb sagt man:
Am Ort des Sauerstoffatoms haben wir einen Ladungsüberschuss. Dieser wird negative Teilladung genannt und erhält das Symbol  -.
Am Ort eines jeden Wasserstoffatoms haben wir einen Ladungsmangel. Dieser wird positive Teilladung genannt und erhält das Symbol +.
Eine Elektronenpaarbindung, die an einem Ende eine negative Teilladung und am anderen Ende eine positive Teilladung trägt, ist polar.
Dipolmoleküle üben aufeinander Anziehungskräfte aus. Diese Kräfte sind relativ stark, kommen aber nicht an die Stärke einer Elektronenpaarbindung heran.
Wir sehen uns an, wie sich Wasserdipole im flüssigen Wasser ausrichten können.
Die gestrichelten Linien zeigen die Anziehung zwischen den Teilladungen an. Es sind keine Bindungen. Wir dürfen dabei nicht vergessen, dass Wasserstoff nur eine Elektronenpaarbindung ausbilden kann, er hat nur eine Kugelwolke.
Dennoch haben diese Wechselwirkungen Einfluss auf die Schmelz- und Siedetemperaturen des Wassers. Beim Schmelzen müssen die Dipol-Dipol-Anziehungskräfte teilweise, beim Verdampfen vollständig überwunden werden.
Schwefelwasserstoff (H2S) ist eine gasförmige Analogverbindung. Schwefel steht im Periodensystem in der gleichen Hauptgruppe unter Sauerstoff. Folglich haben beide Atome die gleiche Anzahl von Elektronen in der Außenschale.
Die EN von Schwefel ist kleiner als die des Sauerstoffs. Folglich sind die Teilladungen bei H2S kleiner als bei H2O und damit auch die intermolekularen Anziehungskräfte. Deshalb ist Schwefelwasserstoff bei Zimmertemperatur ein Gas.
Bei den obigen Betrachtungen haben wir die Polarität einzelner Bindungen eines Moleküls betrachtet. Es gibt aber noch eine andere Polarität, die des gesamten Moleküls. Diese hat einen extremen Einfluss auf die Schmelz- und Siedetemperatur einer molekularen Verbindung und auf ihre Löslichkeit in verschiedenen Lösungsmitteln.
Wann ist ein Molekül ein Dipolmolekül, ein elektrischer Dipol?
Ein Molekül ist polar, wenn die Schwerpunkte der positiven und der negativen Teilladungen nicht zusammenfallen.
Der Ladungsschwerpunkt ist der geometrische Mittelpunkt der Teilladungen.
Beim Kohlenstoffdioxidmolekül fällt der Schwerpunkt der negativen Teilladungen mit der positiven Teilladung zusammen. Ein elektrischer Dipol liegt nur dann vor, wenn die Ladungen räumlich getrennt sind. Das Kohlenstoffdioxidmolekül ist unpolar.
Beim Methanmolekül ist der Schwerpunkt der positiven Teilladungen am Ort des Kohlenstoffatoms, also der negativen Teilladung. Auch das Methanmolekül ist unpolar.
In den beiden folgenden Molekülen fallen die Schwerpunkte der Teilladungen nicht zusammen. Es sind Dipolmoleküle.
Dieses Referat wurde eingesandt vom User: Lisa10
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