Polare Bindungen. Die Elektronen eines bindenden. Elektronenpaares sind in Wirklichkeit eher zwei Elektronen, die sich mehrheitlich

Transkript

1 Moleküle

2 Polare Bindungen Die Elektronen eines bindenden (gemeinsamen) Elektronenpaares sind in Wirklichkeit eher zwei Elektronen, die sich mehrheitlich zwischen den beiden Atomkernen der Bindungspartner aufhalten. Der Atomkern jeder Atomart wirkt unterschiedlich stark auf diese Elektronen ein und zieht sie unterschiedlich stark an. Die sog. ELEKTRONEGATIVITÄT ist ein Mass dafür.

3 Polarisierte Atombindung

4 Die Elektronegativität (EN) Wovon hängt ab, wie stark ein Atomkern die Elektronen einer Bindung anziehen kann? Ihr kennt schon die Regel......je kleiner und höher geladen ein Atomkern, desto grösser seine Fähigkeit Elektronen zu sich zu ziehen. Die EN nimmt also von rechts nach links und von oben nach unten ab. Fluor mit EN = 4 (willkürlicher Wert) hat die höchste EN!!!

5 Faktoren für eine polare Bindung 1. Molekül ist aus verschiedenen Atomsorten aufgebaut. 2. Die Atomsorten unterscheiden sich in ihrer EN (ΔEN>0,5). 3. Die Wirkung mehrerer polarer Bindungen gleicht sich nicht aus (dreidimensionaler Bau). Werden Elektronen bevorzugt von einem Bindungspartner angezogen, entstehen Ladungssschwerpunkte, sog. Partialladungen, die mit einem δ gekennzeichnet werden.

6 Wasser ist ein Dipol

7 Einstieg: Mikrowelle

8 Fragen 1.Was bedeutet Elektronegativität (EN)? 2.Wovon hängt die EN ab? 3.Was ist eine polare Bindung und was passiert darin mit den Bindungselektronen? 4.Wann ist ein Molekül ein Dipol?

9 Aufgaben 1. Baue oder zeichne die folgenden Moleküle in dein Heft und überlege dir ob polare Bindungen vorhanden sind, die dazu führen, dass das Molekül ein Dipol ist: CO 2, NH 3, HF, H 2 S, CH 2 Cl 2, SiCl 4 2. Ordne die folgenden Bindungen nach steigender Polarität: N-H, C-H, C-O, F-H, O-H 3. Welches Molekül ist der stärkere Dipol? HF oder HCl, H 2 S oder H 2 O, CH 3 Cl oder CH 2 Cl 2

10 Stärke von Bindungen Ihr habt schon gelernt, dass zum Spalten einer Bindung Energie aufgewendet werden muss und dass Energie frei wird, wenn eine Bindung gebildet wird. Mit dem Wissen, dass eine polare Bindung stärker ist als eine unpolare (da zusätzlich zum bindenden Elektronenpaar noch die elektrostatische Anziehung der Partialladungen kommt), beantworte folgende Fragen: - Welche Bindung besitzt die höhere Bindungsenergie? H-F oder H-Cl - Bei der Bildung welches Moleküls wird wohl mehr Energie frei? - Notiere die Reaktionsgleichung für die Verbrennung von Methan (Erdgas; CH 4 ). Was kannst du über die Polarität der Bindungen, die aufzuwendende und freiwerdende Energie und die Gesamtenergiebilanz aussagen?

11 Elektronegativitätdifferenz ΔEN Die Differenz der Elektronegativität zweier Bindungspartner bestimmt nicht nur ob es sich um eine polare Bindung handelt und wie stark diese ist, sondern auch, ob die Bindungselektronen eventuell ganz einem Partner zugesprochen werden können und damit eine ionische Bindung vorliegt. Bearbeite das Arbeitsblatt zum Bindungsdreieck!!! Du benötigst dazu die EN verschiedener Elemente, welche du in einem ausführlichen PSE oder in deinem Buch auf S. 114 findest.

12 me ΔE tallis N s che ink r C har t akt er metallisch Bindungsdreieck nkt r si t kte sink ara Ch ΔEN her isc tall me ste igt Atomverbände ionisch molekular

13 Zus.Bindungslehre

14 Einstieg: Halogene in allen Aggregatszuständen Fluor: F 2 Chlor: Cl 2 Brom: Br 2 Iod: I 2 Warum sind Moleküle mit ähnlichen chemischen Eigenschaften einmal gasförmig, flüssig oder fest???

15 Feste Molekülverbindungen - Die Stoffklasse der flüchtigen Verbindungen enthält fast nur Moleküle (auch Edelgase). - Bekannte Moleküle, wie Wasser, Ammoniak, CO 2 oder die Halogene sind flüssig oder gasförmig. - Mit sinkender Temperatur nimmt die Bewegung der Moleküle ab und sie nehmen, ähnlich wie Ionen oder Metallatomrümpe einen festen Gitterplatz ein (vgl. Teilchenmodell; z.b. Eis unter 0 C). - Welche Kräfte wirken zwischen den Molekülen???

16 Zwischenmolekulare Kräfte

17 Ein Gecko kommt überall hoch Zwischenmolekulare Kräfte helfen!

18 Zwischenmolekulare Kräfte - Moleküle sind elektrisch neutrale Teilchen. - Sie haben keinen Grund sich gegenseitig anzuziehen (es sind ja keine Ionen oder positiv geladene Atomrümpfe). - Eine Anziehung kommt nur dann zustande, wenn elektrische Teilladungen auftreten. Die ist der Falle bei......permanenten Dipolmolekülen (Moleküle mit polaren Bindungen ΔEN 0,5 und ungleichen Partialladungsschwerpunkten)...temporären und induzierten Dipolmolekülen (entstehen auf Grund der Beweglichkeit der Elektronen)

19 Zwischenmolekulare Kräfte Bsp.: HCN (Blausäure) Bsp.: H 2 O und alles darin gelöste (z.b. CO 2 ) Bsp.: Br 2, I 2, Heptan (C 7 H 16 )

20 Zwischenmolekulare Kräfte Kräfte (auch Wechselwirkungen oder Brücken); verschiedene Worte für dasselbe Phänomen Wasserstoffbrücken bilden sich nur aus, wenn H an die stark elektronegativen F, O oder N gebunden ist und freie Elektronenpaare vorhanden sind.

21 Spezialfälle Bei Salzen die in Wasser gelöst sind, interagieren die Wasser-Dipole mit den Salzionen --> Hydrathülle Kohlenstoffmonoxid CO Versuche eine korrekte Lewisformel aufzustellen? Geladene Moleküle ziehen sich gegenseitig an, genauso wie Ionen.

22 Halogene in allen Aggregatszuständen Fluor: F 2 Chlor: Cl 2 Brom: Br 2 Iod: I 2 Wovon hängt die Stärke der ZMK (in diesem Fall Van-der-Waals- Kräfte) ab?

23 Stärke zwischenmolekularer Kräfte - Sind Moleküle ähnlich gross/ schwer (Anzahl Elektronen ist entscheidend) dann gilt die Faustregel, dass Wasserstoffbrückenkräfte stärker sind als normale Dipolkräfte und diese wiederum stärker als VdW-Kräfte. Ordne die drei Moleküle HF, H 2 O und CH 4 nach der Stärke der ZMK bzw. nach deren Siedepunkt. Wie viele Elektronen kommen vor? - Je grösser/ schwerer das Molekül, desto stärker wird der Einfluss der VdW-Kraft. Vergleiche die Sdp. Von NH 3 (-33 C), HBr (-66 C) und H 2 Te (-1,25 C)

24 Van-der-Waals Kräfte Leichtigkeit der Polarisierug = Polarisierbarkeit - Je mehr Elektronen in einem Molekül vorhanden sind, desto leichter ist das Molekül polarisierbar. - Je größer die Oberfläche eines Moleküls, desto leichter ist es polarisierbar. Übung: Was ist leichter polarisierbar: O 2 oder Cl 2 ; O 2 oder C 2 H 4 ; Cl 2, Br 2 oder I 2? Welche Auswirkungen hat dies auf den Siedepunkt des Stoffes? Siehe Tafel!

25 ZMKs und Siedepunkte Cl 2 : Sdp. -34 C Br 2 : Sdp. 59 C I 2 : Sdp. 184 C O 2 : Sdp C C 2 H 4 : Sdp C HCl: Sdp. -85 C C 2 H 6 : Sdp. -89 C C 4 H 10 : Sdp. -0,5 C HCl <----> C 2 H 6 Je grösser die ZMKs, desto höher der Siedepunkt eines Stoffes! Cl 2 <----> C 4 H 10 Vergleiche!

26 ZMKs und Löslichkeit/ Mischbarkeit Neben dem Siedepunkt bestimmen die ZMKs auch, ob und wie gut sich Stoffe ineinander lösen. Die Faustregel lautet: Gleiches löst sich in Gleichem. Man sollte aber nie vergessen, was dies bedeutet, nämlich: Stoffe, die ähnliche ZMKs mit sich selbst ausbilden können, bilden diese auch mit anderen Stoffen aus, was zu guter Mischbarkeit (ohne Phasengrenzen) führt. Vor allem hier ist es wichtig zu beachten, dass mit zunehmender Grösse eines Moleküls der Anteil der VdW-Kräfte bei den ZMKs zunimmt.

27 ZMKs und Löslichkeit/ Mischbarkeit

28 Nochmal Gibt es Moleküle mit polaren Bindungen, die keine Dipole sind? Gibt es Dipole, die keine polaren Bindungen enthalten?...welche Arten von Dipolen gibt es?...welche ZMKs leiten sich davon ab?...welche Eigenschaften eines Stoffes werden von den ZMKs beeinflusst?...wovon hängt die Stärke der ZMKs ab?