Kapitel 7. Dipolmoment einer Bindung. Dipolmoment eines Moleküls. Wasserstoffbrückenbindung

THEMA 7. Bindungsdipolmoment. Dipolmoment des Moleküls. Wasserstoffbrückenbindung.
Das Maß der Polarität einer Bindung ist ihr Dipolmoment μ:
μ = e l,
wobei e die Elektronenladung und l der Abstand zwischen den Zentren der positiven und negativen Ladungen ist.
Das Dipolmoment ist eine vektorielle Größe. Die Begriffe „Bindungsdipolmoment“ und „Dipolmoment des Moleküls“ sind nur für zweiatomige Moleküle gleich. Das Dipolmoment eines Moleküls ist die vektorielle Summe der Dipolmomente aller Bindungen. Daher hängt das Dipolmoment eines mehratomigen Moleküls von seiner Struktur ab.
In einem linearen Molekül wie CO2 ist beispielsweise jede C–O-Bindung polar. Das CO2-Molekül insgesamt ist jedoch unpolar, da sich die Dipolmomente der Bindungen gegenseitig aufheben (Abb. 5.4). Das Dipolmoment des Kohlendioxidmoleküls m = 0.

Beispiel 1. Bestimmen Sie, welche der folgenden Moleküle F2, HF, BeF2, BF3, PF3, CF4 polar sind.
Lösung: Zweiatomige Moleküle, die aus gleichen Atomen bestehen (F2), sind unpolar, während die Moleküle aus verschiedenen Atomen (HF) polar sind. Die Polarität von Molekülen, die aus drei oder mehr Atomen bestehen, wird durch ihre Struktur bestimmt. Die Struktur der Moleküle BeF2, BF3 und CF4 wird durch die Vorstellung der Hybridisierung von Atomorbitalen erklärt (entsprechend sp-, sp2- und sp3-Hybridisierung). Die geometrische Summe der Dipolmomente der E-F-Bindungen in diesen Molekülen ist null, daher sind sie unpolar.
Beim Aufbau des PF3-Moleküls kommt es zu einer Überlappung der drei p-Orbitale des Phosphoratoms mit den elektronischen p-Orbitalen der drei Fluoratome. Infolgedessen hat dieses Molekül eine pyramidenartige Struktur. Zu demselben Schluss kommen wir, wenn wir das Molekül PF3 unter Verwendung der sp3-Hybridisierung mit Beteiligung eines nicht geteilten Elektronenpaars erklären. Das gesamte Dipolmoment der P-F-Bindungen ist ungleich null, und dieses Molekül ist polar.
Beispiel 2. Charakterisieren Sie die Valenzmöglichkeiten der Atome Sauerstoff und Selen.
Lösung: Die Elektronenformel des Sauerstoffatoms lautet 1s22s22p4. Auf der äußersten Elektronenschale dieses Atoms befinden sich insgesamt sechs Elektronen, von denen zwei ungepaart sind. Daher ist Sauerstoff in seinen Verbindungen zweiwertig. Dies ist der einzig mögliche Valenzzustand des Sauerstoffatoms, da den Elementen der zweiten Periode d-Orbitale fehlen.

Beispiel 3. Ordnen Sie die Moleküle NH3, H2O, SiH4, PH3 nach der zunehmenden Länge der chemischen Bindung zwischen dem Element und Wasserstoff.
Lösung: Die Länge der chemischen Bindung nimmt mit zunehmendem Radius des Atoms zu, das mit Wasserstoff verbunden ist. In aufsteigender Reihenfolge der Bindungslänge ordnen sich die Moleküle wie folgt: H2O, NH3, PH3, SiH4.
Beispiel 4. Ordnen Sie die Moleküle O2, N2, Cl2, Br2 nach der zunehmenden Energie der chemischen Bindung.
Lösung: Die Bindungsenergie nimmt mit der Verkürzung der Bindungslänge und der Zunahme der Bindungsordnung zu. Daher ist die Einfachbindung im Chlor-Molekül stärker als im Brom-Molekül. Die Doppelbindung kommt im Sauerstoffmolekül vor. Diese Bindung ist stärker als die Einfachbindung im Chlor-Molekül, aber schwächer als die Dreifachbindung im Stickstoffmolekül. Daher steigt die Energie der chemischen Bindung in der Reihenfolge: Br2, Cl2, O2, N2.
Beispiel 5. Bestimmen Sie den Typ des Kristallgitters der folgenden Substanzen: Graphit, Zink, Zinkchlorid, fester Kohlendioxid.
Lösung: Graphit, wie auch Diamant, hat ein atomar aufgebautes Kristallgitter, während Zink ein metallisches Kristallgitter hat. Zinkchlorid hat ein ionisches Kristallgitter. In den Knoten des Kristallgitters von festem Kohlendioxid (CO2) befinden sich die CO2-Moleküle, daher hat diese Substanz im festen Zustand ein molekulares Kristallgitter.
Bestimmen Sie, welche der folgenden Moleküle CO, CO2, C2H2, H2S, PH3, Cl2 unpolar sind.

5.2.
Charakterisieren Sie die Valenzmöglichkeiten der Atome Fluor und Brom.

5.3.
Ordnen Sie die Moleküle Cl2, Br2, O2, N2 nach der zunehmenden Länge der chemischen Bindung.

5.4.
Ordnen Sie die Moleküle H2O, H2S, H2Se, H2Te nach der zunehmenden Energie der Bindung zwischen dem Element und Wasserstoff.

5.5.
Bestimmen Sie den Typ des Kristallgitters der folgenden Substanzen: Eisen, Silizium, Iod, Calciumfluorid.