Sauerstoff-Difluorid, #"OF"_2#, Ist ein polares Molekül weil es eine hat gebogen Molekulargeometrie.

Dadurch Molekulargeometrie sorgt dafür, dass die Dipolmomente assoziiert mit den Sauerstoff - Fluorid - Bindungen unterlassen Sie sich gegenseitig aufheben, um a zu erzeugen unpolares Molekül.

Um zu sehen, warum dies der Fall ist, zeichnen Sie die Moleküle Lewis-Struktur. Das Molekül wird insgesamt haben #20# Valenzelektronen

• #6# from the oxygen atom
• #7# from each of the two fluorine atoms

Das Sauerstoffatom wird die Rolle von übernehmen ZentralatomBilden Einfachbindungen mit den beiden Fluoridatomen. Diese Anleihen werden entfallen #4# des Moleküls #20# Valenzelektronen.

Die resultierende #16# Elektronen werden als platziert einsame Paare

• three lone pairs on each fluorine atom
• two lone pairs on the oxygen atom

Jetzt ist es sehr wichtig die Lewis-Strukturen zu realisieren nicht soll molekulare Geometrie vermitteln!

Um die Geometrie des Moleküls zu finden, zählt man die Regionen des Elektrons Dichte die das Zentralatom umgeben - diese geben Ihnen die Atome sterische Zahl.

Regionen der Elektronendichte sind Bindungen an andere Atome (hier zählen Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindungen als eine Region) und einsame Elektronenpaare.

In Ihrem Fall ist das zentrale Sauerstoffatom an zwei andere Atome gebunden und von zwei einzelnen Paaren umgeben #-># es hat eine sterische Zahl gleich #4#.

Gemäß VSEPR-Theorie, das entspricht einer #"AX"_2"E"_2# Molekülgeometrie, die charakteristisch für a ist gebogen Molekül.

Nun ist der Unterschied in Elektronegativität zwischen Fluor und Sauerstoff sorgt dafür, dass die beiden #"O"-"F"# Bindung sind polar. Die gebogene Molekülgeometrie bewirkt, dass die beiden Dipolmomente zu hinzufügen zueinander.

Das Ergebnis wird die Bildung von a sein permanenter Dipolmomentund damit a polares Molekül