Im Methanmolekül herrscht wegen der identischen Ladungsverteilung ein Gleichgewicht zwischen Abstoßungs- und Anziehungskräften der Kerne und negativen Ladungswolken. Im Ammoniak- und Wassermolekül ergibt sich dagegen einseitig ein negativer Ladungsschwerpunkt, wobei sich im Wasser noch die beiden negativen Ladungswolken gegenseitig abstoßen, was zu einer weiteren Verkleinerung des Bindungswinkels führt.
Man nennt solche Moleküle, die Ladungsschwerpunkte besitzen Dipole. Die Ladungsschwerpunkte werden mit d - und d+ gekennzeichnet.
Solche Ladungsschwerpunkte gibt es auch bei Molekülen, die nur aus 2 Atomen bestehen. Dazu müssen diese nur ungleich sein wie z.B. beim Fluorwasserstoff. Nach der Lewisschreibweise entsteht Fluorwasserstoff wie folgt:
Die Kästchenschreibweise zeigt, daß das 2pz-Orbital einfachbesetzt ist. Das HF-Molekül läßt sich auch ohne sp3-Hybridisierung des F-Atoms erklären. Das Energieniveauschema für HF ist unten links zu sehen. Der Energieinhalt des 2s-Orbitals des Fluors ist beträchtlich niedriger als das 1s des Wasserstoff.
Die Elektronenkonfiguration nach der MO-Theorie ist: 1s2 2s2 3s2 1p4.
Das 3s MO im HF entsteht durch Überlappung des 2pz- Orbitals des Fluors mit dem 1s-Orbital des Wasserstoffs.
Die Ladungsdichte des 3s im HF ist nahezu vollständig am Fluor zentriert und ähnelt fast einem 2p Orbital (siehe Abbildung unten).
Das HF-Molekül ist deshalb ebenfalls ein Dipol, die Bindung wird als polare Atombindung bezeichnet.
An der Strukturformel wird dies durch ein d+ und d- für die entsprechenden Partialladungen angedeutet.
Solche polaren Atombindungen treten immer dann auf, wenn Atome mit unterschiedlicher Kernladungszahl verbunden sind. Man findet sie z.B. im Wasser, Ammoniak, Methan, Chlorwasserstoff usw.
Linus Pauling hat zur Beschreibung dieser Eigenschaft die Elektronegativität eingeführt. Darunter versteht man die Fähigkeit eines Atoms in einer Elektronenpaarbindung Elektronen anzuziehen. (Klicken Sie auf die Abb. 2.2.29 rechts, um die EN der Elemente zu sehen) Je höher die Differenz der EN der beteiligten Atome, je polarer ist die Bindung (DEN HF = 1,8). Besteht die Bindung zwischen gleichen Atomen, wie z.B. in H2, O2, N2, Cl ist die Bindung unpolar.
Man hat die EN von Fluor als höchste Elektronegativität definiert : EN F = 4.
Das Elektronegativitätskonzept kann allgemein auf alle Bindungen angewandt werden.
Ist der EN-Unterschied besonders hoch, liegen Ionenbindungen vor:
Beispiele: NaCl, LiF, und SrBr2 .
Hier liegt die EN der Nichtmetalle mindestens 2 Einheiten höher als bei den Metallen:
NaCl |
EN |
LiF |
SrBr2 |
EN |
|
Cl |
EN = 3.16 |
F |
EN = 3.98 |
Br |
EN = 2.96 |
Na |
EN = 0.93 |
Li |
EN = 0.98 |
Sr |
EN = 0.95 |
DEN = 2.23 |
DEN = 3.00 |
DEN = 2.01 |
Sind die Elektronegativitäten ziemlich gleich, liegen kovalente Bindungen vor wie z.B. bei: CH4 (DEN = 0.35); NO2 (DEN = 0.40) und SO2 (DEN = 0.86).
Polare Bindungen liegen zwischen diesen Werten in einem DEN Bereich von 1,2 - 1,8. Regel :
| Kovalent: | EN < 1.2 |
| Polar: | 1.2 < EN < 1.8 |
| Ionisch: | EN > 1.8 |
Der quergestrichene Pfeil dient zur Kenntlichmachung der Richtung der Polarität.
Damit haben wir zwei Eigenschaften, mit denen wir Bindungen (Polarität) und ganze Moleküle (Dipol) charakterisieren können. Die Dipoleigenschaft eines Moleküls hängt neben den Ladungsschwerpunkten auch noch von der Molekülgeometrie ab. Beim CO2-oder Methanmolekül sind die Bindungen zwar polar jedoch sind die Moleküle trotzdem keine Dipole. Dazu später mehr.
Die Polarität einer Bindung kann berechnet werden, die Polarität eines Moleküls kann experimentell durch die Messung des Dipolmoments bestimmt werden. Das Dipolmoment (m) mißt in einem neutralen Molekül die Stärke der Ladungstrennung als Vektoraddition und ist definiert als das Produkt aus der Ladung und dem Abstand von positiver und negativer Ladung und hat die Einheit Debye (D).
Also sind 2 Faktoren verantwortlich: die Stärke der Ladungstrennung und die Molekülgeometrie.
m = SQ x l |
m = Dipolmoment (D) Q = Ladung (Stärke e) l = Kern-Kern-Abstand der Ladungsträger (m) |
Dabei gilt das Referenzsystem: Ein Ladungspaar, das 100 pm getrennt ist hat ein Dipolmoment von 4,8 Debye. (1D = 3,33 10-30 C x m; Qe = 1,6 x 10-30 C; C = Coulomb)
Zu beachten ist, daß die Partialladungen normalerweise deutlich schwächer sind als die Ionenladung e (Qd = de; mit 0<d<1). z.B. 0,178 e bei HCl. Damit ist m für HCl:
mHCl = Q x l = (2,85 x 10-20 C)(1,27 x 10-10 m) = 3,62 x 10 -30 Cm oder 1,08 D
oder mit dem Umrechnungsfaktor: 4,8D/1e100pm
mHCl = (0.178e) x (127pm) x (4,8D/1e100pm) = 1,08D
| Berechnungsbeispiel | ||
|
Bei mehratomigen Molekülen wie z.B. Wasser ergibt sich das Dipolmoment aus der Vektoraddition der Ladungsverschiebungen.
Hier einige Dipolmomente:
Stoff |
m (D) |
Stoff |
m (D) |
CO2 |
0 |
NH3 |
1,47 |
CH4/CF4 |
0 |
SO2 |
1,63 |
HI |
0,44 |
HF |
1,82 |
HCl |
1,08 |
H2O |
1,85 |
| 2. 3 Elektronenpaarabstoßungsmodelle |
Eine andere Sichtweise von Molekülen wird mit der VSEPR-Methode (Valence Shell Electron Pair Repulsion) von GILLESPIE und NYHOLM (1957) = Elektronenpaarabstoßungsmodell möglich.
Im Unterschied zur VB- Theorie, bei der Strukturen durch gerichtete Valenzen , d.h. durch die Richtungseigenschaften von s-, p- und d-Orbitalen bzw. bei der MO-Theorie durch MOs und die der aus ihnen gebildeten Hybridorbitalen erklärt werden, basiert die Theorie von GILLESPIE und NYHOLM auf einem rein elektrostatischen Modell. Die Modellvorstellung gründet sich unmittelbar auf das PAULI-Prinzip:
"Die Wahrscheinlichkeit, zwei Elektronen mit gleichem Spin in unmittelbarer Nachbarschaft zu finden, ist gering. Sie ist aber groß dafür, daß sie weit voneinander entfernt sind."
Das Modell basiert auf der Aussage, daß die Molekülgeometrie eines betrachteten Moleküls sich daraus ergibt, daß die negativen Ladungswolken, bzw. Ionen so um den Atomkern angeordnet sind, daß sie maximalen Abstand haben.
Es gibt folgende grundsätzliche Geometrien :
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Molekülgeometrie |
linear |
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