Allgemeine Chemie
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Allgemeine Chemie Fragen zur Chemie, die ihr nicht in eines der Fachforen einordnen könnt, gehören hierher.

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Alt 22.09.2008, 17:20   #1   Druckbare Version zeigen
Anakin  
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 18
Polare und unpolare (Ver)bindungen [Elektronegativität]

Hi,
ich schreib übermorgen nen chemie test und ich war leider die letzten beiden male krank.

deshalb weiss ich nicht wie das geht, mein kumpel hat gesagt es geht um oben genanntes aber er wusste selbst auch net genau wie das geht.

Könntet ihr mir folgendes bitte erklären:

1. Was sind (un)polare (Ver)bindungen und was ist der unterschied zwischen verbindung und bindung?
2. wie kann man bestimmen, ob etwas polar/unpolare verbindung bzw bindung ist?
3. wie findet man heraus wo sich die ladungsschwerpunkte befinden?
4. was ist "Partialladung"?
5. gibts da irgendeinen trick wie man sich merken kann welche strukturformel zu welchem atom gehört?
6. wir hatten was von dipol-dipol-wechselwirkung und "van-der-waals-kraft". hab leider einige begriffe in der erklärung nicht verstanden, z.b. "induzierter dipol" etc. also wäre nett wenn das jemand in einfachen worten beschreiben könnte...

Ich freue mich über JEDE ANTWORT, egal ob jetzt alle punkte oder auch nur ein einziger beantwortet wird.

DANKE im Vorraus für eure Hilfe!
Anakin ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 22.09.2008, 17:36   #2   Druckbare Version zeigen
baltic Männlich
Mitglied
Beiträge: 1.468
AW: Polare und unpolare (Ver)bindungen [Elektronegativität]

Eine Bindung besteht zwischen zwei Atomen (im Regelfall). Verbindungen nennt man den gesamten Stoff, der mitunter aus vielen Atomen mit demnach auch vielen Bindungen bestehen kann.

Polarität für die Schule und auf niedrigem Niveau:
Blick ins PSE gibt für die Elemente Werte für die Elektronegativität (EN).
Eine Bindung, bei der die Differenz der beiden EN-Werte <0.7 ist, nennt man unpolar.
Eine Bindung, bei der die Differenz der beiden EN-Werte zwischen 0.7 und 1.7 ist, nennt man polar.
Bei einer polaren Bindung, sind die Elektronen, die die Bindung ausmachen, nicht gleichmäßig verteilt, sondern ein Bindungspartner (der mit der größeren EN) zieht sie näher zu sich. Dadurch hat er "zu viele" Elektronen und damit eine partielle negative Ladung.
Dem anderen Bindungspartner fehlt es an Elektronen und er hat damit eine partielle positive Ladung.
Wenn du mehrere partiell geladene Atome in einer Verbindung hast (z.B. im Wasser), musst du für die positiven bzw. negativen Ladungen die Schwerpunkte bestimmen (graphisch). Liegen die Schwerpunkte aufeinander (z.B. CO2), ist das Molekül kein Dipol. Liegen sie nicht aufeinander (z.B. Wasser, da gewinkelte Struktur), ist es ein Dipol.

Wie ist das bei CO?

lg, baltic
baltic ist offline   Mit Zitat antworten
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Alt 22.09.2008, 18:23   #3   Druckbare Version zeigen
Anakin  
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 18
AW: Polare und unpolare (Ver)bindungen [Elektronegativität]

ok hab soweit alles verstanden, bis auf:

Wie genau kann man grafisch bestimmen wo die ladungsschwerpunkte liegen?

Und meintest du CO oder CO2 ?

edit: achja, noch ne frage: was wäre wenn die diferenz der EN-werte über 1,7 liegen würd?
Anakin ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 22.09.2008, 18:33   #4   Druckbare Version zeigen
baltic Männlich
Mitglied
Beiträge: 1.468
AW: Polare und unpolare (Ver)bindungen [Elektronegativität]

Einmal meinte ich CO und einmal CO2.
CO war die Testfrage, ob du es begriffen hast

Wenn die Differenz der EN-Werte größer als 1.7 ist, ist das langsam eine ionische Bindung wie in Salzen. Allerdings muss betont werden, dass es da durchaus Übergangsbereiche gibt und das nicht immer alles ganz eindeutig ist. Das kann dir für den Test aber egal sein und wenn du dich an die Richtwerte hälst, stimmt das schon.

Ich weiß nicht genau, wie ich den Ladungsschwerpunkt erklären soll...
Wenn du dir bei dem angehängten Bild auf der Verbindungslinie der beiden H-Atome die Mitte anschaust, ist das der Schwerpunkt der positiven Partialladung. Es ist eine Art Mittelwert.
Analog: Wenn du zwei Magneten hast, die du mit den Nordpolen an die Position der H-Atome stellst, und du einen dritten, den Südpol voran, auf die Position des Sauerstoffs stellst, wird dieser weder zum einen, noch zum anderen H-Atom zeigen, sondern genau in die Mitte. Eben zum Schwerpunkt. (Blöder Vergleich, denn hier hat das nichts mit Magnetismus zu tun...)

lg, baltic
Angehängte Grafiken
Dateityp: jpg Watermolecule.jpg (3,5 KB, 92x aufgerufen)
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Alt 22.09.2008, 18:42   #5   Druckbare Version zeigen
Anakin  
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 18
AW: Polare und unpolare (Ver)bindungen [Elektronegativität]

gut, aber es gibt doch einen positiven und einen negativen ladungsschwerpunkt - einer von den beiden wäre demnach also zwischen den beiden H's (?) und der andere?

Vielen vielen dank für deine hilfe bis hierhin schonmal!
Anakin ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 22.09.2008, 18:44   #6   Druckbare Version zeigen
baltic Männlich
Mitglied
Beiträge: 1.468
AW: Polare und unpolare (Ver)bindungen [Elektronegativität]

Wie ist denn der Mittelwert eines einzelnen Wertes?
baltic ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 22.09.2008, 20:11   #7   Druckbare Version zeigen
Anakin  
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 18
AW: Polare und unpolare (Ver)bindungen [Elektronegativität]

Zitat:
Zitat von baltic Beitrag anzeigen
Wie ist denn der Mittelwert eines einzelnen Wertes?
Wie ist er denn?
Anakin ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 22.09.2008, 20:19   #8   Druckbare Version zeigen
baltic Männlich
Mitglied
Beiträge: 1.468
AW: Polare und unpolare (Ver)bindungen [Elektronegativität]

Na, nehmen wir mal an, du bist als einziger zum Test gegangen, weil alle anderen ne Krankschreibung hatten. Und nehmen wir weiter an, der Test wäre geschrieben worden und du hättest ne 1. Wie ist dann der Klassendurchschnitt?!
baltic ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 22.09.2008, 20:22   #9   Druckbare Version zeigen
Anakin  
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 18
AW: Polare und unpolare (Ver)bindungen [Elektronegativität]

ööööh 1? :P

aber was bringt mir das?^^

edit: achso verstanden^^

ok das einzige was ich noch nicht weiss ist wie man die strukturformel rausfindet also welche form ob jetzt "linear" oder "trigonal-planar" oder so gibts da ne regel?
Anakin ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 22.09.2008, 20:34   #10   Druckbare Version zeigen
baltic Männlich
Mitglied
Beiträge: 1.468
AW: Polare und unpolare (Ver)bindungen [Elektronegativität]

Ja, gibt es. Ich glaube allerdings nicht, dass ihr das schon habt, wenn ihr gerade mit polaren und unpolaren Bindungen zugange seid... Sagt dir VSEPR was? Kannst darunter mal bei der Wikipedia gucken. Damit kann man die Struktur für viele Verbindung vergleichsweise leicht herausbekommen.

Das Aufstellen von Strukturformeln zu erklären führte jetzt entschieden zu weit Da gibt es auch haufenweise Infos im Forum und sonst im Internet!

lg, baltic
baltic ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 22.09.2008, 20:41   #11   Druckbare Version zeigen
Anakin  
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 18
AW: Polare und unpolare (Ver)bindungen [Elektronegativität]

ok dann vielen vielen dank für deine hilfe!
Anakin ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 23.09.2008, 14:38   #12   Druckbare Version zeigen
Anakin  
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 18
AW: Polare und unpolare (Ver)bindungen [Elektronegativität]

also wäre CO2:

0 = C = O

als strukturformel?
wie kann ich aber dann die form entscheiden

und wie geht nur CO?
Anakin ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 23.09.2008, 15:08   #13   Druckbare Version zeigen
baltic Männlich
Mitglied
Beiträge: 1.468
AW: Polare und unpolare (Ver)bindungen [Elektronegativität]

Du nimmst die Anzahl der Valenzelektronen der beteiligten Atome. Sie entspricht der Hauptgruppennummer. Die Summe ist die Anzahl zu verteilender Elektronen. Geteilt durch zwei ergibt sich die Zahl an Elektronenpaaren. Das sind die "Striche", die in der Strukturformel verteilt werden. Beispiel CO2:

C ist in der 4. Hauptgruppe => 4 Valenzelektronen
O ist in der 6. Hauptgruppe => 6 Valenzelektronen
Es gibt zwei O-Atome, also insgesamt
4+6+6=16 Elektronen. 16 Elektronen entsprechen 8 Elektronenpaare.
Also müssen in der Strukturformel 8 Elektronenpaare verteilt werden. (Beachte die jeweils zwei freien Elektronenpaare am Sauerstoff!!)

Man muss wissen: C ist vierbindig. O ist i.d.R. zweibindig. Daher scheiden alle anderen Möglichkeiten aus. Es kann nicht Strukturen wie

C-O=O
C=O=O
oder
O-C=O geben.

Außerdem versuchen die Atome, nach Möglichkeit 8 Elektronen in ihrer Umgebung zu haben, wobei die Bindungselektronen jeweils für beide Bindungspartner gezählt werden. (Wikipedia reference-linkOktettregel)

Wenn am Zentralatom (also hier am C) keine freien Elektronenpaare sind, und bei C ist das praktisch nie der Fall, werden sich die Bindungspartner versuchen, so weit wie möglich voneinander zu entfernen. D.h., Bei zwei Bindungspartnern bildet sich ein lineares Molekül. Bei drei Bindungspartnern wäre der größte Abstand zu einander ein "Dreieck", das nennt man trigonal-planar.
Beim Wasser ist es nun so, dass am zentralen Sauerstoff noch zwei freie Elektronenpaare hängen. Diese benötigen auch Platz und daher ist das Molekül nicht linear. Wenn sich vier Partner (zwei H-Atome und zwei Elektronenpaare) um den Sauerstoff gruppieren, sodass sie möglichst weit voneinander entfernt sind, bildet sich ein Wikipedia reference-linkTetraeder.

lg, baltic
Angehängte Grafiken
Dateityp: png 120px-Lewis_CO2.svg.png (1,6 KB, 64x aufgerufen)
baltic ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 23.09.2008, 16:04   #14   Druckbare Version zeigen
Anakin  
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 18
AW: Polare und unpolare (Ver)bindungen [Elektronegativität]

gut das hab ich verstanden denke ich
danke
nur wie ist das bei CO wenn nur ein O-Atom da ist?
Anakin ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 23.09.2008, 16:05   #15   Druckbare Version zeigen
baltic Männlich
Mitglied
Beiträge: 1.468
AW: Polare und unpolare (Ver)bindungen [Elektronegativität]

Wieviele Elektronenpaare müssen es sein?
baltic ist offline   Mit Zitat antworten
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bindungen, elektronegativität, polare, unpolare, verbindungen

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