Elektronegativität-Polarität-Dipol
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Zusammenfassung
Elektronegativität-Polarität-Dipol
Betrachtest du die Bindungsverhältnisse im Wassermolekül, siehst du, dass das Sauerstoffatom mit je einem Wasserstoffatom über ein gemeinsames Elektronenpaar verbunden ist. Aufgrund der höheren Kernladung des Sauerstoffs sind die Elektronen der äusseren Schale näher zum Sauerstoffatom hinverschoben. Darum hat es eine elektrisch negative Teilladung (im Modell δ–). Die Wasserstoffatome sind partiell elektrisch positiv geladen (im Modell δ+). Wegen dieser unsymmetrischen Ladungsverteilung ist das Wassermolekül ein Dipol.
Das Wassermolekül: Die Ladungsschwerpunkte sind getrennt aufgrund von Ladungsverschiebungen. Das Molekül ist polar.
Der Elektronegativitätswert
Damit du vergleichen kannst, wie sehr das Bestreben von Atomen ist, Elektronen anzuziehen, werden den Elementen Elektronegativitätswerte (EN) zugewiesen. Dabei gilt: Je stärker die Valenzelektronen vom Kern angezogen werden, desto grösser ist deren Elektronegativität. Die Elektronegativität hängt sowohl von der Atomgrösse als auch von der Kernladung ab. Je weiter der Abstand von Elektron und Atomkern ist, desto schwächer ist die Anziehung. Je höher die Kernladung, desto grösser ist die Anziehung. Vergleichst du die Elektronegativitätswerte von Wasserstoff und Sauerstoff, erkennst du, dass Wasser ein Dipol sein muss.
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| H 2,1 | | | | | | | He - |
| Li 1,0 | Be 1,5 | B 2,0 | C 2,5 | N 3,0 | O 3,5 | F 4,0 | Ne - |
| Na 0,9 | Mg 1,2 | Al 1,5 | Si 1,8 | P 2,1 | S 2,5 | Cl 3,0 | Ar - |
| K 0,8 | Ca 1,0 | Ga 1,6 | Ge 1,8 | As 2,0 | Se 2,4 | Br 2,8 | Kr - |
| Rb 0,8 | Sr 1,0 | In 1,7 | Sn 1,8 | Sb 1,9 | Te 2,1 | I 2,5 | Xe - |
| Cs 0,7 | Ba 0,9 | Tl 1,8 | Pb 1,8 | Bi 1,9 | Po 2,0 | At 2,2 | Rn - |
| Fr 0,7 | Ra 0,9 | | | | | | |
Elektronegativitätswerte der Hauptgruppenelemente: Du kannst erkennen, dass sie innerhalb einer Periode (Zeile) von links nach rechts und innerhalb einer Hauptgruppe (Spalte) von unten nach oben zunehmen. Edelgase gehen in der Regel keine Bindung ein, weshalb hier keine Elektronegativitätswerte angegeben sind.
Die Polarität einer chemischen Bindung
In Molekülen mit den gleichen Atomen, wie zum Beispiel Chlorgas (Cl2) ist die Differenz der EN-Werte null. Sie sind also unpolar. Je grösser die Differenz der EN-Werte, desto grösser die Polarität. Ist die Differenz grösser als 1,7, liegt eine ionische Bindung vor. Beim Chlorwasserstoffmolekül beträgt die Differenz des EN-Werts 0,9, es liegt also ein Dipol vor. Methan (CH4) ist jedoch kein Dipol. Die Bindungen sind zwar polar, jedoch fallen aufgrund der Symmetrie alle Ladungsschwerpunkte zusammen, weshalb Methan nach aussen hin ungeladen ist.
Das tetraedrische Methanmolekül: Die Ladungsschwerpunkte fallen auf einen Punkt zusammen, das Molekül ist elektrisch neutral.
Dipolmoment
Das Dipolmoment ist ein Mass für die Polarität eines Moleküls bzw. die Stärke eines Dipols. Dabei bezeichnet es einen Ladungsunterschied, multipliziert mit der Distanz der Ladungsschwerpunkte. Jeder Dipol besitzt ein zugehöriges Dipolmoment.
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Teil 1
Elektronegativität-Polarität-Dipol
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Häufig gestellte Fragen (FAQ)
Wann ist die Elektronegativität eines Elements hoch?
Nichtmetalle sind stärker elektronegativ als Metalle, nehmen bevorzugt Elektronen auf und haben deshalb höhere Werte der Elektronegativität als Metalle, die nur schwach elektronegativ sind und bevorzugt Elektronen abgeben.
Was ist die Elektronegativitätsdifferenz?
Die Elektronegativitätsdifferenz ist in einer Bindung die Differenz der Elektronegativitäten der beteiligten Atome.
Was ist ein Dipol?
Ein Dipol entsteht, wenn zwei gleich grosse, entgegengesetzte Ladungen in einem bestimmten Abstand voneinander entfernt sind. Dipolmoleküle weisen ein Dipolmoment auf.