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'''Dipolmolekül''' ist eine wenig gebräuchliche Bezeichnung für ein nach außen hin elektrisch neutrales [[Molekül]], das ein permanentes [[elektrisches Dipolmoment]] besitzt, weil die Schwerpunkte seiner positiven und negativen Ladungen örtlich nicht zusammenfallen. Wenn diese Eigenschaft im Vordergrund steht, wird solch ein Molekül auch kurz ''Dipol'' genannt.<ref name="ABC Chemie">''Brockhaus ABC Chemie'', VEB F. A. Brockhaus Verlag Leipzig 1965, S. 304–305.</ref>

==Ursache für Dipolmoleküle==
[[Bild:Water molecule.svg|thumb|right|175px|[[Kalottenmodell]] des Wassermoleküls]]
[[Polare Atombindung]]en können zu einem Dipolmoment des gesamten Moleküls führen. Das hängt vom Molekülbau ab, denn die Dipolmomente verschiedener Bindungen im Molekül addieren sich richtungsabhängig ([[Vektor|vektoriell]]) und können sich daher gegenseitig aufheben oder verstärken. [[Fluorwasserstoff]] trägt als zweiatomige, heteronucleare Verbindung ein Dipolmoment. Kohlenstoffdioxid hat aus Symmetriegründen kein permanentes Dipolmoment, die Atome sind linear angeordnet und die entgegengesetzt ausgerichteten Bindungsdipole heben sich auf. Biegeschwingungen des Moleküls brechen allerdings die Symmetrie und führen zu Dipolmomenten und Wirkung von CO2 als [[Treibhausgas]]. Wasser hat ein größeres Gesamtdipolmoment als Fluorwasserstoff, obwohl die Polarität der Bindung zwischen Wasserstoff- und Sauerstoffatom (H–O) kleiner ist als die der Bindung zwischen Wasserstoff- und Fluoratom (H–F). Die Ursache liegt in der Addition der zwei H–O-Bindungsdipole, die in einem Bindungswinkel von ca. 105° zueinander stehen und dem kleineren Winkel der [[Freies Elektronenpaar|freien Elektronenpaare]] zur [[Symmetrieachse]].

{| class="wikitable centered" style="text-align:center"
|- class="hintergrundfarbe5"
|style="text-align:left"| Verbindung
| [[Fluorwasserstoff]] (HF) || [[Wassermolekül|Wasser]] (H2O) || [[Kohlenstoffdioxid]] (CO2)
|- class="hintergrundfarbe2"
|style="text-align:left"| Struktureller Aufbau
| [[Datei:HF ohne V.1.svg|60px]]
| [[Datei:H2O Polarization V.2.svg|80px]]
| [[Datei:CO2 Polarization V.2.svg|100px]]
|- class="hintergrundfarbe2"
|style="text-align:left"| [[Elektronegativitätsdifferenz]] <math>\Delta E_N</math>
| 1,9 || 1,4 || 1,0
|- class="hintergrundfarbe2"
|style="text-align:left"| [[Elektrisches Dipolmoment|Dipolmoment]] μ in [[Debye]]
| 1,82<ref name="römpp">{{RömppOnline|ID=RD-04-01975|Name=Dipolmoment|Abruf=2012-04-26}}</ref> || 1,85<ref name="römpp"/> || 0<ref name="römpp"/>
|-
|}

Als [[Faustregel]] kann gesagt werden, dass Moleküle mit einem asymmetrischen Aufbau und einer [[Elektronegativitätsdifferenz|Differenz der Elektronegativitäten]] (ΔEN) nach Pauling kleiner 1,7 aber größer als 0,5 als Dipol-Moleküle erscheinen, d. h., sie sind zwar nach außen elektrisch neutral, haben aber ein (messbares) Dipolmoment. Bei ΔEN größer 1,7 nimmt man [[Ionenbindung|ionischen Bindungscharakter]] an. Allerdings ist die Grenze ΔEN < 1,7 als Richtwert anzusehen, wie sich an den Beispielen Fluorwasserstoff und Aluminiumchlorid (ΔEN = 1,5) zeigt. Bei ΔEN kleiner 0,5 nimmt man [[unpolares Molekül|unpolare Moleküle]] an.


== Einzelnachweise ==
<references />

{{SORTIERUNG:Dipolmolekul}}
[[Kategorie:Chemische Bindung]]

Dipolmolekül - Versionsgeschichte

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