Dipole, polare Bindung &, Elektronegativität

2.2
Elektronenpaarbindung (= Atombindung = kovalente Bindung) Teil III

Dipole, polare Bindungen

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.

geo4

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:

lshf

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.

enshf

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 Diplom, die Bindung
wird als polare Atombindung
bezeichnet.

hf2

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

EN3

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.

Dipolmoment

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


1. Berechnung des Dipolmoments
in Fluorwasserstoff

(HF)

Lösung

Berechnet man das Dipolmoment m in HF benötigt
man die Bindungslänge l = 92 pm (siehe Daten) und die
Stärke der Ladungen (0,41). Damit ergibt sich:

m =
0,41 x 92 x 4,8 / 100 ; m =1,82
D

dipm

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

 

pom1

2. 3
Elektronenpaarabstoßungsmodell
e

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 :

 

 

 

 


Abb.2.2.24

Lewis-Schreibweise
O2, N2

 

 

 

 

 

 

 


Abb.2.2.25

Elektronenkonfiguration
HF

 

 

 

 

 


Abb.2.2.26


Energieniveauschema HF

 


Abb.2.2.27


Dipol HF
 

dphfgif

 

 

 

 

 


Abb.2.2.28

MO
HF

 

 

 

 

 


Abb.2.2.29

Elektronegativitätsskala


enskk

Klicken Sie auf das Bild

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 


Abb.2.2.30

Polarität
von Chlormethan

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 


Abb.2.2.31

Dipolmoment
 

dim

 

 

 

 

 

 

 


Abb.2.2.32

Dipolmoment
und
Molekülgeometrie

 

 

 

 

 

 

 

 


Abb.2.2.33

Polarität
und Dipolmoment

 


Abb.2.3.1

Molekülgeometrie
linear
aB2

 


Abb.2.3.2

VSEPR
Geometrie

vsepr1

(für
3D-Ansicht bitte anklicken)


CO2

sp2-Hybrid

Methan

NH3

H2O
beh2_3dbf3_3dch4_3d

nh3b_3d

h2s_3d

Unsere aus den obigen Betrachtungen bekannten Moleküle
passen problemlos in das Schema:

CO2 ist linear gebaut, sp3-Hybridorbitale
sind trigonal, Methan, Ammoniak und H2O gehören
zum Tetraedertyp. Um den entsprechenden Geometrie-Typ zu bestimmen, beziffert
man die um den Atomkern angeordneten Elektronenwolken oder Ionen (= Liganden)
nach folgendem Schema:


ABxEy
A = Zentralatom
B = Ligand oder bindende Elektronen
E = freie Elektronenpaare
x , y = Anzahl

Methan
wäre demnach
AB4,
NH3
ist AB3E,
Wasser
AB2E2
und CO2 AB2.

In den Abb. 2.3.1,
2.3.3 und 2.3.4
sind die wichtigen Molekül-Geometrien mit
weiteren Beispielen nochmals zusammengestellt:


Abb.2.3.4

Moelkülgeometrien
Tetraedrisch
 

tetra

Trigonal-bipyramidale und oktaedrische Konfigurationen
können in den Quellen nachgesehen werden.


Abb.2.3.3
Moelkülgeometrien
Trigonal 

trigon

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Weiterführende
Quellen:
Lewisformeln: http://www.matse.psu.edu/matsc81/Handouts/Handout5.pdf
und http://server.chem.ufl.edu/~itl/2045_s99/lectures/lec_13.html

chemische Bindung:http://www.imsa.edu/~ishmael/bonding/cb/index.html

Kovalente Bindung: http://ac16.uni-paderborn.de/lehrveranstaltungen/_aac/vorles/skript/kap_4/kap4_1/
und http://chipo.chem.uic.edu/web1/ocol/SB/1-1.htm

Molekülorbitaltheorie (MO):http://www.uky.edu/~holler/orbitals/co/co.html

http://www.chem.ufl.edu/~chm2040/Notes/Chapter_12/theory.html
http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/molecule/hmol.html#c1
und
http://chipo.chem.uic.edu/web1/ocol/SB/1-2.htm
oder http://www.up.ac.za/academic/chem/mol_geom/vb/val_bond.htm

Hybridisierung: http://www.tu-bs.de/institute/pci/aggericke/PC4/Kap_II/Hybride/Hybridisierung.htm
und
http://www.oci.unizh.ch/edu/lectures/material/AC_BII/Kap1/kap1.html

VSEPR-Theorie: http://www2.gasou.edu/chemdept/general/molecule/tutorial/index.htm
und http://mc2.cchem.berkeley.edu/VSEPR/index.html
und http://www.shef.ac.uk/~chem/vsepr/
und http://www.chem.ox.ac.uk/vrchemistry/vsepr/intro/vsepr_splash.html

Atomarchiv: http://www.atomicarchive.com/main.shtml

3D-Molekülarchiv: http://www.nyu.edu/pages/mathmol/library/library.html

Maße: http://home.att.net/~numericana/answer/units.htm

Hat dir dieser Artikel geholfen?

Comments on this entry are closed.