Wasserstoffbrückenbindung

Hallo Gast,

schau mal hier : Bitte beachte die kleinen  bedeuten Pfeile, leider weiß ich nicht, wie ich das hier eingeben muß

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Organische Chemie

Zwischenmolekulare Kräfte

Dipol – Dipol Wechselwirkungen:
• Dipolmoleküle (pos. und neg. Ladungszentren fallen nicht zs.) ziehen sich gegenseitig an. Je größer der Dipolcharakter ist, desto stärker sind die Anziehungskräfte der permanenten Dipole

Van-der-Waals-Kräfte:
• In Molekülen, die keine Dipole sind, können sich die Elektronen für kurze Zeit spontan unsymmetrisch verteilen – schwacher Dipol entsteht, der in einem benachbartem Molekül die e- verschiebt, sodass ein induzierter Dipol entsteht
o Van-der-Waals-Kräfte = schwache Anziehungskräfte zwischen induzierten temporären Dipolen
o Mit steigender Molekülmasse ( größere e–-Zahl) werden Van-der-Waals-Kräfte sehr groß, da große Moleküle leichter polarisierbar sind.
 (Bsp. I2  bei Raumtemperatur fest)
• Dipol – Dipol Wechselwirkungen + Van-der-Waals-Kräfte  Van-der-Waals-Bindungen

Wasserstoffbrückenbindungen:

• Zwischen Molekülen, in denen H-Atome an F-, O- oder N-Atomen (Elemente mit hoher Elektronegativität) gebunden sind, kommt es zur Ausbildung von H-Brücken
o H wird sehr stark polarisiert
 Hohe positive partielle Ladung des H-Atoms und hohe negative partielle Ladung am F-, O- oder N-Atom ziehen sich stark an
Bsp. H2O:
• H-Brücke zwischen einem H-Atom und einem freien e–-Paar des O-Atoms

Schmelz- und Siedetemperatur nehmen zu:
• Höhere Molekülmasse  stärkere Van-der-Waals-Kräfte
• Stärkere Dipol  Dipol Wechselwirkungen
• Mehr Wasserstoffbrückenbindungen
• Mehr Ionenverbindungen (Metall + Nichtmetall)
• Je größer die Ladung, desto höher die Gitterenergie
• Je kleiner der Ionenradius, desto größer ist die Ladungsdichte und desto stärker die Anziehungskräfte zwischen Kationen und Anionen

Elektronegativität:
• Die Elektronegativität ist ein relatives Maß für die Anziehungskraft eines Bindungspartners auf das Bindungselektronenpaar
• Die Elektronegativitätsdifferenz (END) gibt an, wie stark das Bindungselektronenpaar von der Mitte zwischen den beiden Atomkernen verschoben ist
END Bindungstyp
0,0 – 0,3 ideal-kovalent (unpolar)
0,3 – 1,5 polar-kovalent (polar)  Dipol
1,5 – 2,0 ?
2,1 – 3,3 Ionenbindung

Weiter findest du hier Informationen

http://www.hamm-chemie.de/j11/j11te/chembind.htm

Hier noch mal das Ganze in Pdf.

http://www.hamm-chemie.de/j11/j11te/Text…gsarten_v04.pdf

lg.

Vempi123