Moleküle und molekulare Stoffe

Moleküle sind Dipole, wenn sie polare Bindungen besitzten und die Schwerpunkte der positiven und der negativen Partialladungen nicht zusammenfallen.

Sowohl die H–F-Bindung als auch die H–Cl-Bindung sind polar. Die Polarität der H–F-Bindung ist jedoch ausgeprägter, da der Unterschied der EN-Werte (ΔEN) zwischen H und F grösser ist als zwischen H und Cl: 

EN(F) = 4,0  EN(Cl) = 3,0 

EN(H) = 2,1  EN(H) = 2,1 

ΔEN(H/F) = 1,9  ΔEN(H/Cl) = 0,9 

Die grössere Bindungsenergie der H–F-Bindung lässt sich mit der ausgeprägteren Polarität erklären: Polarere Bindungen sind häufig stärker als weniger polare. Dies lässt sich damit erklären, dass die Atome – zusätzlich zum Zusammenhalt durch die bindenden Elektronen – durch stärkere entgegengesetzte Partialladungen aneinander gebunden werden (elektrostatische Anziehung zwischen δ+ und δ–). 

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Eine Bindung ist umso polarer, je grösser die EN-Differenz (ΔEN) der an der Bindung beteiligten Atome ist. Man erhält die folgenden ΔEN-Werte: 

EN(N) = 3,0  EN(C) = 2,5  EN(F) = 4,0  EN(O) = 3,5 

EN(H) = 2,1  EN(H) = 2,1  EN(H) = 2,1  EN(H) = 2,1 

ΔEN(N/H) = 0,9  ΔEN(C/H) = 0,4  ΔEN(F/H) = 1,9  ΔEN(O/H) = 1,4 

Die Reihenfolge steigender Polarität ist somit: C–H < N–H < O–H < F–H. 

Hinweis: Die relative Stärke der Polaritäten kann hier auch aus den Positionen der Elemente im Periodensystem ermittelt werden. In allen vier Fällen ist jeweils ein H-Atom mit einem Atom aus der 2. Periode verbunden. Da innerhalb einer Periode bei den Hauptgruppenelementen die EN-Werte von links nach rechts grösser werden, müssen somit auch die ΔEN-Werte in der oben aufgeführten Reihenfolge zunehmen. 

a) Die Elektronegativität der Atome nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu, da die Rumpfladungen zunehmen. 

b) Die Elektronegativität der Atome nimmt innerhalb einer Gruppe von oben nach unten ab, da die Anzahl Elektronenschalen und damit die Grösse der Atomrümpfe zunehmen. 

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Die Zunahme der Siedetemperaturen in der Reihenfolge PH3 – AsH3 – SbH3 ist auf die zunehmenden Van-der-Waals-Kräfte zurückzuführen. Die unerwartet hohe Siedetemperatur von NH3 lässt sich durch die Ausbildung von Wasserstoffbrücken erklären. 

Wasserstoffbrücken zwischen gleichartigen Molekülen können nur dann ausgebildet werden, wenn die Moleküle sowohl aktive als auch passive Stellen für Wasserstoffbrücken aufweisen. Sie müssen also mindestens ein H-Atom besitzen, das direkt an ein F-, O- oder N-Atom gebunden ist (aktive Stelle), sowie ein freies Elektronenpaar an einem partiell negativen F-, O- oder N-Atom (passive Stelle). 

Die passiven Stellen sind die freien Elektronenpaare an den O-Atomen und am N-Atom (blau dargestellt), die aktiven Stellen sind die H-Atome im H2O und NH3-Molekül (rot dargestellt): 

Wichtiger Hinweis: Die H-Atome im CH2O-Molekül sind keine aktiven Stellen für Wasserstoffbrücken, da sie mit dem schwach elektronegativen C-Atom verbunden sind. Die C–H-Bindung ist daher nur schwach polar, und die H-Atome haben eine zu kleine positive Partialladung für die Ausbildung von Wasserstoffbrücken. Da CH2O-Moleküle nur passive 

Stellen für Wasserstoffbrücken aufweisen, können zwischen CH2O-Molekülen keine Wasserstoffbrücken ausgebildet werden. Andere Moleküle, die über aktive Stellen verfügen (wie z. B. H2O, NH3 oder HF) können jedoch Wasserstoffbrücken mit CH2O-Molekülen eingehen. 

Da die Moleküle unpolar sind, wirken zwischen ihnen ausschliesslich Van-der-Waals-Kräfte. Diese hängen von der Polarisierbarkeit der Moleküle ab; diese wiederum nimmt mit der Anzahl Elektronen zu. Die Anzahl Elektronen lässt sich ermitteln, indem man die Ordnungszahlen (Protonenzahlen) aller am jeweiligen Molekül beteiligten Atome addiert. 

Ein weiteres Mass für die Elektronenanzahl liefert die Molekülmasse: 

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Da die S8-Moleküle die höchste Masse besitzen, wirken zwischen ihnen die stärksten Van-der-Waals-Kräfte. Die schwächsten Van-der-Waals-Kräfte wirken zwischen den C4H10-Molekülen, und Van-der-Waals-Kräfte mittlerer Stärke wirken zwischen den C6H14-Molekülen. Wir erwarten daher, dass die Schmelz- und Siedetemperaturen in der Reihenfolge C4H10 < C6H14 < S8 zunehmen. Daher sollte C4H10 bei Zimmertemperatur gasförmig sein, C6H14 flüssig und S8 fest. Dies ist auch tatsächlich der Fall. 

Die Moleküle CBr4, CF4, CH4 und CCl4 haben alle eine tetraedrische Gestalt. Da die Schwerpunkte der Partialladungen der Atome in den Tetraederecken mit dem Schwerpunkt der Partialladung des zentralen C-Atoms zusammenfallen, handelt es sich um unpolare Moleküle. Zwischen ihnen wirken somit ausschliesslich Van-der-Waals-Kräfte. Um die relativen Stärken zu beurteilen, ordnen wir die Moleküle in der Reihenfolge zunehmender Elektronenanzahlen oder Massen: CH4 < CF4 < CCl4 < CBr4. In dieser Reihenfolge nehmen auch die Siedetemperaturen zu. 

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a) Wasserstoffbrücken können gebildet werden, wenn die Moleküle sowohl Wasserstoff-brücken-Donatoren als auch Wasserstoffbrücken-Akzeptoren aufweisen. Dies ist bei keinem der genannten Moleküle der Fall. 

b) Dipol-Dipol-Kräfte wirken, wenn die Moleküle polare Bindungen enthalten und die Schwerpunkte der positiven und negativen Partialladungen nicht zusammenfallen. Dies ist der Fall bei CH2O, H2Se, CH2F2. 

c) Die schwächsten Van-der-Waals-Kräfte wirken zwischen den Molekülen mit der geringsten Masse, also zwischen den F2-Molekülen.

Wie bei allen kristallinen Feststoffen sind auch bei den molekularen Stoffen im Festenzustand die Teilchen in ein Gitter eingebunden

Viele molekularen Stoffe sind wegen den Geringen Schmelz- und Siedetemperaturen bei Raumthemperatur Gase oder Flüssigkeiten, die sich leicht verflüchtigen.

Bei unpolaren Bindungen

So entsteht für kurze Zeit schwache spontane Dipole, die auf die Elektronenhülle der benachbarter Teilchen Anziehungs- bezieungsweise Abstossungskräfte ausüben und sie dadurch polarisieren. Die daraus entstandenen Dipole nennt man induzierte Dipole. Die Kräfte zwischen diesen Dipolen heissen Van-der-Wals-Kräfte.

• Die Van-der-Wals-Kräfte sind umso stärker, je grösser die Elektronenanzahl beziehungsweise die Teilchenmasse ist
• Die Van-der-Wals-Kräfte sind um so stärker, je grösser die Teilchenöberfläche ist

Die entgegengesetzt geladenen Pole von Dipol-Molekülen ziehen sich gegenseitig an.

• Ein Wasserstoff-Atom muss mit einem der Atome F, O, N verbunden sein. Solche stark polarisierte Wasserstoff-Atome werden als aktive Stellen für Wasserstoffbrücken oder Wasserstoffbrücken-Donatoren bezeichnet
• Ein Wasserstoffbrücken-Donator muss an ein freies Elektronenpaar an einem partiell negativen N-, O-, F-Atom ankoppeln können. Solche freien Elektronenpaare bezeichnet man als passive Stellen für Wasserstoffbrücken oder Wasserstoff-Akzeptoren

Es klappt weil das Wasserstoff-Atom so klein ist

Dipol mit Wasserstoffbrücke > Dipol ohne Wasserstoffbrücke > unpolares Molekül

Die Valenzstrichformel, in denen Elektronenpaare durch Striche dargestellt werden

Die durch bindende Elektronenpaare bewirkte Bindung

Der Abstand der das Molekül bei einem Energieminimum besitzt

Der Kern-Kern-Abstand bei dem die

Die Energiedifferenz zwischen den einzelnen Atomen und dem Molekül

Die Elektronenpaare die sich nicht an der Bindung beteiligen

Wenn zwei Atome über zwei gemeinsame Elektronenpaare miteinender verbbunden sind

Sie bilden getrente Elektronenwolken die sich gegenseitig abstossen → ist der Grund warum die Bindungsenergie weniger als doppelt so gross ist als bei einer einfachbindung, ist aber deutlich stärker und kürzer

sind über drei drei gemeinsame Elektronenpaare miteinander verbunden

ist kürzer und hat eine höhere Bindungs Energie als eine Einfach- oder Doppeltbindung zwischen den gleichen Atomen → durch gegenseitige Abstossung weniger als dreimal so gross

Zwei Wasserstoff-Atome können so zusammentreffen, dass sich ihre Elektronenwolken durchdringen; man spricht dann von einer Überlappung der Elektronenwolken. Im Überlappungsbereich bewegen sich die Elektronen im Anziehungsbereich beider Kerne. Dies führt zu einer verdichtung der negativen Ladung, zu der beide Elektronen gleichviel beitragen. Die sich blidende, doppeltbesetzte Elektronenwolkeumgiebt beide Kerne. 

Das Grundprinzip der Atombindung beruht darauf, das die Bindungspartner sich gegenseitig Elektronen zur "Benutzung" zur Verfügung stellen, um so den Edelgaszustand zu erreichen.

Die Gesamtzahl der Elektronen der bindenden und der freien Elektronenpaare um einen Atomrumpf ist identisch mit der Anzahl der Valenzelektronen des Edelgas-Atoms, das in der selben Periode im Periodensystem steht.

Edelgas-Atome enthalten die maximale Anzahl an Elektronen in der Valenzschale. Alle Elektronen sind gepaart. Es gibt keine Möglichkeit zur Ausbildung von bindenden Elektronenpaaren. 

Die Kreise verdeutlichen, dass bindende Elektronenpaare immer beiden an der betreffenden Bindung beteiligten Atomen zugeordnet werden. 

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dass sich die Elektronenpaare um ein gebundenes Atom gegenseitig abstossen. Man stellt sich vor, dass sich die bindenden und freien Elektronenpaare aufgrund dieser Abstossung so um ein Atom anordnen, dass sie möglichst weit voneinander entfernt sind.

Man zeichnet keilförmige Linien für Bindungen, die nach vorne gehen und eine gestrichelte Linie für die, die nach hinten gehen. Die, die gerade auf die Seite herraus gehen sind "normal"

Tetraederwinkel

Bei vier bindenden Elektronenpaaren durch die Abbstossung haben sie den grösstmöglichen abstand voneinander → 109,5°

Gilt auch wenn es freie Elektronenpaare gibt 

Nur bei Einfachbindungen

Durch die grösst mögliche Abstossung → 120°

Durch die grösst mögliche Abstossung → 180°

• Bindende und freie Elektronenpaare ordnen sich in einem Molekül so um die Atomrümpfe an, dass sie eine möglichst grosse Entfernung voneinander haben
• Die nichtbindenden Elektronenpaare beeinflussen die Molekülgestalt, die Molekülgestalt wird aber nur durch die Position der Atomkerne beschrieben
• Doppel- und Dreifachbindungen bilden eine Einheit. Sie haben die gleiche abstossende Wirkung wie Einfachbindungen.