Bindungspolarität und Dipolmomente erklärt – mit kostenlosem Prüf-Tool
Kurzantwort: Eine Bindung ist polar, wenn sich ihre beiden Atome in der Elektronegativität unterscheiden. Mit Pauling-Werten gilt ΔEN unter 0,4 als unpolar kovalent, 0,4 bis 1,7 als polar kovalent und über 1,7 meist als ionisch. Das elektronegativere Atom ist δ−. Ein Molekül ist polar, wenn sich seine Bindungsdipole nicht aufheben, was von seiner VSEPR-Geometrie abhängt: H₂O (gewinkelt) ist polar mit 1,85 D, CO₂ (linear) ist unpolar. Der kostenlose Bindungspolarität- und Dipol-Prüfer von MolDraw bestimmt beides.
Bindungspolarität und Elektronegativität
Die Elektronegativität (χ) beschreibt, wie stark ein Atom die Elektronen einer Bindung anzieht. Auf der Pauling-Skala hat Fluor mit 3,98 den höchsten Wert, gefolgt von Sauerstoff 3,44, Chlor 3,16 und Stickstoff 3,04. Kohlenstoff hat 2,55 und Wasserstoff 2,20.
In einer Bindung zwischen zwei verschiedenen Atomen halten sich die Elektronen öfter beim elektronegativeren Atom auf. Es erhält eine negative Partialladung (δ−), das andere Atom eine positive Partialladung (δ+). Diese Ladungstrennung ist ein Bindungsdipol.
| ΔEN unter 0,4 | Unpolar kovalent. Beispiele: Cl–Cl (0), C–H (0,35). |
|---|---|
| ΔEN 0,4 bis 1,7 | Polar kovalent. Beispiele: C–O (0,89), H–Cl (0,96), O–H (1,24). |
| ΔEN 1,7 bis 2,0 | Grenzbereich. Die meisten Schulbücher sagen ionisch ab 1,7, manche ab 2,0. H–F (1,78) ist ein kovalentes Molekül. |
| ΔEN über 2,0 | Ionisch. Beispiele: Na–Cl (2,23), K–F (3,16). |
Der Ionencharakter in Prozent lässt sich mit der Pauling-Formel abschätzen: % Ionencharakter = (1 − e^(−ΔEN²/4)) × 100. Ein ΔEN von 1,7 ergibt etwa 51 % Ionencharakter; daher stammt der Grenzwert 1,7.
Wann ist ein Molekül polar?
Bindungsdipole sind Vektoren. Addiere sie anhand der 3D-Geometrie des Moleküls:
- Lewis-Formel zeichnen und die Geometrie mit VSEPR bestimmen.
- Zeichne an jede polare Bindung einen Dipolpfeil, der zum δ−-Atom zeigt.
- Addiere die Pfeile. Heben sie sich auf, ist das Molekül unpolar, sonst ist es polar.
Ein einfacher Test: Ein Molekül ist unpolar, wenn das Zentralatom keine freien Elektronenpaare hat und alle äußeren Atome gleich sind (CO₂, BF₃, CCl₄, PCl₅, SF₆). Zwei Geometrien mit freien Elektronenpaaren sind trotzdem symmetrisch und unpolar: linear AX₂E₃ (XeF₂) und quadratisch-planar AX₄E₂ (XeF₄). Freie Elektronenpaare in anderen Geometrien (NH₃, H₂O, SF₄, ClF₃) oder verschiedene äußere Atome (CHCl₃, CH₂Cl₂) ergeben ein Gesamtdipolmoment.
So nutzt du den Bindungspolarität- und Dipol-Prüfer
- Öffne den Bindungspolarität- und Dipol-Prüfer.
- Wähle unter Bindung: zwei Elemente das Element A und das Element B oder klicke auf ein Beispiel wie H–Cl, C–O oder Na–Cl. Das Ergebnis zeigt ΔEN, die Bindungsart auf einer Farbskala, welches Atom δ− ist, und den Ionencharakter in % mit Rechenweg. A und B tauschen kehrt das Paar um.
- Wechsle zu Molekül: polar oder unpolar?. Gib eine Formel wie
XeF4oder einen SMILES-String wieCl/C=C\Clein und klicke auf Polarität prüfen oder auf ein Beispiel. - Lies Geometrie, Elektronengeometrie, Bindungswinkel, die Vektorsumme der Bindungsdipole und, sofern bekannt, das gemessene Dipolmoment in Debye ab.
- Die Zeichnung zeigt δ+ und δ− an jedem Atom, einen violetten Pfeil an jeder polaren Bindung und einen türkisfarbenen Pfeil für das Gesamtdipolmoment, wenn das Molekül polar ist. Gestrichelte Bindungen zeigen von dir weg.
- Die Liste Reasoning erklärt jeden Schritt, sodass du die Argumentation in eine Antwort übernehmen kannst.
Rechenbeispiele
1. H–Cl-Bindung
ΔEN = 3,16 − 2,20 = 0,96, die Bindung ist also polar kovalent mit Cl δ− und H δ+. % Ionencharakter = (1 − e^(−0,2304)) × 100 = 20,6 %. HCl hat ein Dipolmoment von 1,11 D.
2. Wasser, H₂O
O hat 2 gebundene Atome und 2 freie Elektronenpaare: AX₂E₂, gewinkelt, 104,5°. Jede O–H-Bindung hat ΔEN = 1,24 mit O δ−. Die beiden Dipole zeigen teilweise in dieselbe Richtung und addieren sich. Wasser ist polar, 1,85 D.
3. CCl₄ und CHCl₃
Beide sind tetraedrisch. In CCl₄ heben sich die vier C–Cl-Dipole (ΔEN 0,61) auf: unpolar, 0 D. In CHCl₃ ist ein Cl durch H ersetzt, die Dipole heben sich nicht mehr auf: polar, 1,04 D.
4. SF₄ und XeF₄
SF₄ ist AX₄E, wippenförmig: Die S–F-Dipole heben sich nicht auf, es ist also polar (0,63 D). XeF₄ ist AX₄E₂, quadratisch-planar mit den beiden freien Elektronenpaaren gegenüber: Die Xe–F-Dipole heben sich auf, es ist also unpolar.
5. cis- und trans-1,2-Dichlorethen
Beide sind eben. Im cis-Isomer zeigen beide C–Cl-Dipole zur selben Seite: polar, 1,90 D. Im trans-Isomer zeigen sie in entgegengesetzte Richtungen und heben sich auf: unpolar, 0 D. Deshalb siedet das cis-Isomer höher (60 °C) als das trans-Isomer (48 °C).
Übersichtstabelle
| H₂O | Gewinkelt (AX₂E₂): polar, 1,85 D |
|---|---|
| NH₃ | Trigonal-pyramidal (AX₃E): polar, 1,47 D |
| CO₂ | Linear (AX₂): unpolar, 0 D |
| BF₃ | Trigonal-planar (AX₃): unpolar |
| CCl₄ | Tetraedrisch, gleiche Atome: unpolar |
| CHCl₃, CH₂Cl₂ | Tetraedrisch, verschiedene Atome: polar, 1,04 D bzw. 1,60 D |
| SO₂ | Gewinkelt (AX₂E): polar, 1,63 D |
| SF₄ | Wippe (AX₄E): polar, 0,63 D |
| XeF₄ | Quadratisch-planar (AX₄E₂): unpolar |
| PCl₅ | Trigonal-bipyramidal (AX₅): unpolar |
Häufige Fehler
- Annehmen, dass polare Bindungen immer ein polares Molekül ergeben. Symmetrie kann sie aufheben.
- Die Geometrie nach einer ebenen Zeichnung beurteilen. CH₂Cl₂ als flaches Kreuz gezeichnet wirkt symmetrisch, ist aber tetraedrisch und polar.
- Die freien Elektronenpaare am Zentralatom vergessen, die die Geometrie verändern.
- Den Dipolpfeil zum δ+-Atom zeigen lassen.
- 0,4 und 1,7 als scharfe Grenzen behandeln. Der Bindungscharakter ändert sich mit ΔEN fließend.
- Jede Verbindung mit ΔEN über 1,7 als ionisch bezeichnen. H–F ist ein kovalentes Molekül; Bindungen zwischen zwei Nichtmetallen bleiben kovalent.
Prüfungstipps (JEE, NEET, AP, A-Level)
- Nenne immer zuerst die Geometrie und dann, ob sich die Dipole aufheben.
- JEE und NEET fragen oft nach der Reihenfolge von Dipolmomenten, zum Beispiel NH₃ (1,47 D) > NF₃ (0,24 D): In NH₃ zeigen freies Elektronenpaar und Bindungsdipole in dieselbe Richtung, in NF₃ entgegengesetzt.
- AP Chemistry verknüpft Polarität mit zwischenmolekularen Kräften: Polare Moleküle haben Dipol-Dipol-Kräfte und meist höhere Siedepunkte.
- Antworten im A-Level zu cis/trans-Isomeren sollten erwähnen, dass das trans-Isomer unpolar ist, weil sich die C–Cl-Dipole aufheben.
- Gib ΔEN mit zwei Nachkommastellen an und verwende die Pauling-Werte aus deiner Formelsammlung.
Fragen und Antworten
Ab welcher Elektronegativitätsdifferenz ist eine Bindung polar?
Mit Pauling-Werten macht eine Differenz von 0,4 oder mehr eine Bindung polar kovalent. Unter 0,4 gilt die Bindung als unpolar. Ab etwa 1,7 wird die Bindung meist als ionisch bezeichnet, manche Lehrbücher nehmen 2,0.
Was ist ein Dipolmoment?
Ein Dipolmoment gibt an, wie weit die positiven und negativen Ladungsschwerpunkte eines Moleküls voneinander entfernt sind. Es ist Ladung mal Abstand und wird in Debye (D) angegeben. Wasser hat 1,85 D, CO2 0 D.
In welche Richtung zeigt der Dipolpfeil?
In der Chemie zeigt der Pfeil zum elektronegativeren Atom, dem δ−-Ende, und hat am δ+-Ende einen kleinen Querstrich. In der Physik zeigt der Dipolvektor in die entgegengesetzte Richtung.
Kann ein Molekül mit polaren Bindungen unpolar sein?
Ja. Sind die Bindungsdipole symmetrisch angeordnet, heben sie sich auf. CO2 (linear), BF3 (trigonal-planar), CCl4 (tetraedrisch), PCl5 und SF6 haben alle polare Bindungen, aber kein Gesamtdipolmoment.
Warum ist NH3 polar, BF3 aber unpolar?
NH3 hat ein freies Elektronenpaar am N und ist dadurch trigonal-pyramidal, sodass sich die N–H-Dipole nicht aufheben. BF3 hat kein freies Elektronenpaar am B und ist trigonal-planar, sodass sich seine drei B–F-Dipole aufheben.
Warum ist SO2 polar, CO2 aber unpolar?
SO2 hat ein freies Elektronenpaar am Schwefel und ist gewinkelt (etwa 119°), sodass sich die S=O-Dipole zu 1,63 D addieren. CO2 hat kein freies Elektronenpaar am Kohlenstoff und ist linear, sodass sich seine beiden C=O-Dipole aufheben.
Wie groß ist der Ionencharakter von HCl in Prozent?
Mit der Pauling-Formel und ΔEN = 0,96: % Ionencharakter = (1 − e^(−0,96²/4)) × 100 = (1 − e^(−0,23)) × 100 = 20,6 %. Nach seinem gemessenen Dipolmoment ist HCl zu etwa 18 % ionisch, die Schätzung liegt also nahe.