Nun, da wir verstehenwie man Punktstrukturen zeichnet und wie man vorhersagtdie Formen von Molekülen, lassen Sie uns thoseskills verwenden, um die Polarität Vonmolekülen zu analysierenmit dem sogenannten Dipolmoment. Um zu erklären, was ein Dipolmoment ist, schauen wir uns diese Situation hier auf der rechten Seite an, wo wir ein positiv geladenes Proton in einiger Entfernung von einem negativ geladenen Elektron haben. Und sagen wir, sie sind hier durch eine Entfernung von d getrennt., Wir wissen, dass ein Protonund ein Elektron haben die gleichemagnitude der Ladung, so dass beide eine Größe von 1,6 Q gleich 1,6 mal 10 auf das negative 19 haben. Natürlich würde ein Proton positiv geladenes Q haben, also machen wir weiter und machendieseses positiv geladenes Q. Und ein Elektron hätte negativ geladenes Q, so. Wenn wir das Berechnendipolmoment, die Definition eines Dipolmoments, symbolisiertdurch den griechischen Buchstaben mu, Dipolmoment isäquat der Größe dieser Ladung, Q, mal der Abstand zwischen diesen Ladungen, d. mu ist also gleich Q mal d., Und wir werden uns in diesem Video nicht wirklich mit Mathe beschäftigen, aber wenn Sie vorankommen und diese Berechnung durchführen würden, würden Sie mit den Einheiten von Debyes enden. Sie würden also eine Antwort erhalten, und diese Nummer wäre hier in Debyes. Wir beschäftigen uns also mehr mit der Analyse eines Dipolmoments in Bezug auf die Molekülstruktur, also schauen wir uns die Dotstruktur für HCl an. Wenn ich mir diese kovalente Bindung zwischen Wasserstoff und Chlor anschaue, weiß ich, dass diese kovalente Bindung aus zwei Elektronen besteht., Und Chlor ist mehrelektronegativ als Wasserstoff, was bedeutet, dass diese beiden Elektronen näher an das Chlor herangezogen werden. Also werde ich weitermachen und das hier mit diesem Pfeil zeigen. Die Pfeile zeigen in die Bewegungsrichtung der Elektronen, also diejenigen Elektronen in Gelb bewegen sich näher an die Sonne heran. Also Chlor wird geta etwas mehr Elektronendichte um ihn herum, und so stellen wir das mit einer partialnegativen Ladung dar. Wir machen hier also ein lowercaseGreek-Delta, und es ist partiellegativ, da es eine Zunahme der Elektronendichte hat, eine Art, darüber nachzudenken., Und da Wasserstoff ein wenig Elektronendichte verliert, verliert er ein wenig negative Ladung, und so ist es teilweise positiv. Also machen wir weiter und ziehen hier ein positives Zeichen. Und so richten wir eine Situation ein, in der wir das Molekül polarisieren. Dieser Teil des Moleküls hier auf der rechten Seite erhöht also die Elektrondensität, und das ist unsere teilweise negative Seite. Das ist ein Pol. Und dann verliert diese andere Seite hier etwas Elektronendichte, und so ist es teilweise positiv, also haben wir es so. Hier kommt also das primitive Zeichen ins Spiel., Denken Sie an diesen Pfeil hier, dieses kleine positive Zeichen, das Ihnen die Verteilung der Ladung in diesem Molekül gibt. Und so haben Sie diese zweipolen, einen positiven Pol und einen negativen Pol. Und wenn Sie denken, dass diese beiden Pole einen Massenmittelpunkt haben, könnten Sie einen Abstand zwischen ihnen haben, und Sie könnten das Dipolmoment für dieses Molekül berechnen. Wenn Sie also den Dipolmoment für HCl berechnen, entspricht mu ungefähr 1,11 Debyes. Und so haben wir eine apolarisierte Bindung und wir haben ein polarisiertes Molekül. Und deshalb können wir sagendass HCl relativ polar ist., Es hat ein Dipolmoment. Das ist also eine Art Wieum über die Analyse dieser Moleküle nachzudenken. Lass uns hier noch einen machen. Lass uns Kohlendioxid machen. Ich weiß also, dass das Co2molekül linear ist,also nachdem Sie Diedot-Struktur gezeichnet haben, erhalten Sie eine lineare Form, was wichtig sein wird, wenn wir versuchen, dem Dipolmoment zu urteilen. Wenn ich die Elektronen in dieser Kohlenstoff-Sauerstoff-Bindung analysiere – also haben wir eine Doppelbindung zwischen Kohlenstoff und Sauerstoff-ist Sauerstoff elektronegativer als Kohlenstoff. Also wird Sauerstoff versuchen, diese Elektronen näher an sich zu bringen., Und so gehen wir weiter und zeichnen einen Pfeil oder Vektor, der hier nach rechts zeigt. Und so haben wir hier eine Bonddipol-Situation. Auf der linken Seite haben wir die gleiche Situation. Sauerstoff ist mehrelektronegativ als Kohlenstoff, und so werden diese Elektronen diesem Sauerstoff näher gebracht. Also zeichnen wir einen anderen Pfeil oderein anderer Vektor in diesem Fall. Also, obwohl wir theseindividual bond dipole haben, wenn Sie denken, dass thisolecule linear ist-und Sie können sehen, dass wehave diese beiden Vektoren, die in der Größe gleich sind, aber entgegengesetzt in der Richtung-diese beiden Vektoren aregoing to cancel out., Und deshalb sollten wir nicht erwarten, ein Dipolmoment für das Molekül zu haben. Hier gibt es kein Molekül. Es stellt sich also heraus, dass mu gleich 0 ist. Ein simpler Weg, darüber nachzudenken, wäre wie ein Tauziehen. Sie haben diese wirklich starken Atome, diese Oxygene, aber sie sind gleich stark. Und wenn sie mit gleicher Kraft in entgegengesetzte Richtungen ziehen, wird es aufheben. Die einzelnen Bonddipole heben sich also auf, so dass es für dieses Molekül kein Gesamtdipolmoment gibt. Und Kohlendioxid gilt als unpolar. Gehen wir weiter und analysieren das Wassermolekül hier rechts., So sind die Elektronen in dieser kovalenten Bindung zwischen dem Hydrogen und Sauerstoff, Sauerstoff ist elektronegativer als Wasserstoff, so dass diese Elektronen näher an den Sauerstoff gezogen werden. Das Gleiche gilt für diesen Spruch hier. Und wir haben auch einsame Paare von Elektronen auf unserem Zentralatom zu denken. Und das wird natürlich die Elektronendichte erhöhen, die in dieser Richtung für dieses einsame Paar und in dieser Richtung für dieses eine Paar geht. Und das, obwohl wir wissen, dass die Geometrie des Wassermoleküls gebogen ist, und es ist schwierig, dies hier auf dieser zweidimensionalen Oberfläche darzustellen., Wenn Sie ein Molymodset verwenden, werden Sie feststellen, dass Ihr Netto-Dipolmoment in diesem Fall nach oben gerichtet ist. Und so werden die einzelnen Wasserdipole hinzufügen, um Ihnen einen amolekularen Dipol zu geben, in diesem Fall aufgezeigt, und sotherefore werden Sie einen Dipolmomentassoziiert mit Ihrem Wassermolekül haben. Es stellt sich also heraus, dass mu ungefähr 1,85 ist, und wir könnten waterto als polares Molekül betrachten. Lassen Sie uns zwei weitere Beispiele machen. Also auf der linken Seite ist CCl4,oder Tetrachlorkohlenstoff., Und so können Sie sehen, dass wir hier einen Kohlenstoff an Chlor gebunden haben, und da dies eine gerade Linie ist, bedeutet dies in derplane der Seite. Und so wissen wir, dass die Geometrie tetraedrisch ist, um diesen Kohlenstoff heraus, also lasst uns weitermachen und das auch analysieren. Ich habe hier also ein Wedgedrawn, was bedeutet, dass dieses Chlor im Weltraum auf Sie gerichtet ist. Und dann habe ich hier einen Strich durch die Rechnung, dass dieses Chlor hier im Weltraum von dir weggeht. Das ist also, wie man darüber nachdenktit, aber es ist wirklich viel einfacher, weiterzumachen und machethist mit einem Molymod-Set., Und Sie können sehen, dass, wennSie dieses Molekül drehen, es wird thesame in alle Richtungen schauen. Also ein Tetraederarrangements von vier der gleichen Atomenum ein zentrales Atom herum können Sie das Molekül umdrehen. Es wird immer gleich in drei Dimensionen aussehen. Und das ist wirklich wichtig, wenn Sie das Dipolmoment für dieses Molekül analysieren. Also lass uns weitermachen und das tun. Wir beginnen mit unseren Elektronegativitätsunterschieden. Wenn ich mir also diese Topcarbon-Chlor-Bindung ansehe – diese beiden Elektronen in dieser Topcarbon-Chlor-Bindung – ist Chlor elektronegativer als Kohlenstoff., Und so konnten wir darüber nachdenken, dass diese Elektronen näher an die Chlorine herangezogen werden. Lass mich weitermachen und grün dafür sein. Diese beiden Elektronen bewegen sich also in diese Richtung. Und es ist dasselbe für all diese Chloride. Chlor ist mehrelektronegativ als Kohlenstoff, so dass wir diese einzelnen Bindungsdipole zeichnen können. Wir können hier vier davon zeichnen. Und in diesem Fall haben wir vier Dipole, aber sie werden in drei Dimensionen aufheben. Also wieder ist dies zumindest eins, um auf einer zweidimensionalen Oberfläche zu visualisieren., Aber wenn Sie themolecule vor sich haben, ist es ein bisschen einfacher zu sehen, dass, wenn Sie das Molekül weiter drehen, es gleich aussieht. Und so brechen diese einzelnen Moleküldipole auf, es gibt kein Dipolmomentfür dieses Molekül, und so ist mu gleich 0. Und wir würden erwarten, dass thecarbon Tetrachloridmolekül unpolar sein. Schauen wir uns das Beispiel rechts an, wo wir Ersatz habenin einem Wasserstoff für eines der Chlorine. Und so haben wir jetzt CLCL3 oder Chloroform., Wenn wir nun das Molekül analysieren – also denken wir an diese Bindung hier -, ist Kohlenstoff tatsächlich etwas elektronegativer als Wasserstoff, also können wir die Elektronen in dieser Bindung in Rot zeigen, die den Kohlenstoff dieses Mal bewegen. Und noch einmal, carbonversus Chlor, Chlor ist elektronegativer, also werden wir eine Bindung dipolein dieser Richtung haben, die wir für alle unsere Chlorine hier tun können. Und so ist es hoffentlich ein bisschen leichter, in diesem Fall zu sehen. In diesem Fall werden sich die einzelnen Bindungsdipole kombinieren, um Ihnen einen Netzdipol zu geben, der sich in der Abwärtsrichtung für dieses Molekül befindet., Also versuche ich, den molekularen Dipol, den Dipol für das gesamte Molekül, zu zeichnen, der ein wenig nach unten geht, wie ich dieses Molekül gezeichnet habe. Und da wir hier Wasserstoff haben, gibt es in diesem Fall keinen Aufwärtstrend, um den Abwärtstrend auszugleichen. Und so würden wir erwarten, dass dieses Molekül einen Dipolmoment hat. Und so stellt sich heraus, dass mu ungefähr 1,01 für Chloroform ist, also ist es sicherlich polarer als unser Beispiel für Carbontetrachlorid.
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