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Bindungspolarität- und Dipol-Prüfer

Kurz gesagt: Wähle zwei Elemente und erhalte die Elektronegativitätsdifferenz nach Pauling, die Bindungsart (unpolar, polar kovalent oder ionisch), welches Atom δ− trägt, und den Ionencharakter in %. Oder gib ein Molekül ein und sieh anhand seiner VSEPR-Geometrie und der Vektorsumme der Bindungsdipole, ob es polar ist. Kostenlos und läuft im Webbrowser.

Wähle zwei Elemente, um Elektronegativitätsdifferenz, Bindungsart, das δ+- und δ−-Ende und den Ionencharakter in % zu sehen. Oder gib ein Molekül ein (Formel wie XeF4 oder einen SMILES-String), um herauszufinden, ob es polar ist – mit VSEPR-Geometrie, Bindungsdipolen und deren gezeichneter Vektorsumme.

Kurzantwort: ΔEN für H–Cl = 3,16 − 2,20 = 0,96, die Bindung ist also polar kovalent mit Cl δ− und H δ+; % Ionencharakter = (1 − e^(−0,96²/4)) × 100 = 20,6 %. Wasser ist gewinkelt mit zwei freien Elektronenpaaren am O, daher addieren sich seine O–H-Dipole: H₂O ist polar (1,85 D). CO₂ ist linear, seine Dipole heben sich auf: unpolar.

Element AElement B

Beispiele:

Bindungspolarität: Formeln und Grenzwerte

ΔEN = |χA − χB| % Ionencharakter = (1 − e^(−ΔEN²/4)) × 100 (Pauling)

ΔEN (Pauling)	Bindungsart	Beispiele
unter 0,4	unpolar kovalent	Cl–Cl (0), C–H (0,35), C–S (0,03)
0,4 bis 1,7	polar kovalent	H–Cl (0,96), C–O (0,89), O–H (1,24)
1,7 bis 2,0	Grenzfall: in den meisten Schulbüchern ionisch, in manchen polar kovalent	H–F (1,78), B–F (1,94)
über 2,0	ionisch	Na–Cl (2,23), K–F (3,16)

Diese Seite verwendet die übliche Konvention: unter 0,4 unpolar, 0,4 bis 1,7 polar kovalent, über 1,7 ionisch; 1,7 bis 2,0 wird als Grenzfall markiert, weil manche Lehrbücher die Grenze bei 2,0 ziehen. Bindungen zwischen zwei Nichtmetallen bleiben kovalent, auch wenn ΔEN groß ist (H–F). Das elektronegativere Atom ist δ−, und der Dipolpfeil zeigt zu ihm hin (das gekreuzte Ende markiert das δ+-Ende).

Molekülpolarität in drei Schritten

Lewis-Formel zeichnen und die Geometrie mit VSEPR bestimmen.
Für jede polare Bindung einen Dipolpfeil zeichnen, der zum δ−-Atom zeigt.
Die Pfeile als Vektoren addieren. Symmetrische Geometrien (linear, trigonal-planar, tetraedrisch, trigonal-bipyramidal, oktaedrisch, quadratisch-planar) mit gleichen äußeren Atomen heben sich auf: unpolar. Freie Elektronenpaare am Zentralatom oder verschiedene äußere Atome hinterlassen meist einen Gesamtdipol: polar.

Rechenbeispiele

H–F-Bindung

ΔEN = 3,98 − 2,20 = 1,78.

% Ionencharakter = (1 − e^(−0,79)) × 100 = 54,7 %.

Polar kovalent (Grenzfall), F δ−

Wasser, H₂O

AX₂E₂, gewinkelt (104,5°). Beide O–H-Dipole (ΔEN 1,24) zeigen zum O und teilweise in dieselbe Richtung.

Polar, 1,85 D

BF₃

AX₃, trigonal-planar. Drei gleiche B–F-Dipole im Winkel von 120° addieren sich zu null.

Unpolar (polare Bindungen, unpolares Molekül)

NH₃ vs. NF₃

Beide trigonal-pyramidal. In NH₃ zeigen das freie Elektronenpaar und die N–H-Dipole in dieselbe Richtung (1,47 D); in NF₃ wirken sie gegeneinander (0,24 D).

Beide polar

PCl₅ (NEET-Stil)

AX₅, trigonal-bipyramidal: Die beiden axialen Dipole heben sich auf, ebenso die drei äquatorialen.

Unpolar

CH₂Cl₂

Tetraedrisch, aber zwei C–Cl- (0,61) und zwei C–H-Bindungen (0,35) zeigen in entgegengesetzte Richtungen.

Polar, 1,60 D

Häufige Fehler

Polare Bindungen ergeben nicht immer ein polares Molekül. CO₂, BF₃, CCl₄ und XeF₄ haben polare Bindungen, aber keinen Gesamtdipol.
Die Geometrie nur aus der Formel ableiten. SF₄ und XeF₄ sehen auf dem Papier ähnlich aus, doch die freien Elektronenpaare ergeben eine Wippe bzw. ein Quadrat.
Eine flache Zeichnung für ein 3D-Molekül verwenden. CH₂Cl₂ als flaches Kreuz gezeichnet wirkt symmetrisch, ist in 3D aber tetraedrisch und polar.
Den Pfeil falsch herum zeichnen. In der Chemie zeigt der Pfeil des Bindungsdipols zum δ−-Atom (dem elektronegativeren). In der Physik wird oft die umgekehrte Richtung verwendet.
Die Grenzwerte als exakt betrachten. 0,4 und 1,7 sind Richtwerte. Der Bindungscharakter ändert sich fließend mit ΔEN.

Die Vektorsumme ist ein Modell in ΔEN-Einheiten, mit dem entschieden wird, ob sich die Bindungsdipole aufheben. Echte Dipolmomente (in Debye) hängen auch von Bindungslängen und freien Elektronenpaaren ab; wo bekannt, werden Messwerte angezeigt.

Zeige die Dipole in deiner eigenen Zeichnung. Zeichne Strukturen, füge in MolDraw, einem kostenlosen Online-Editor für chemische Strukturen, δ+- und δ−-Beschriftungen und Pfeile hinzu und exportiere PNG oder SVG.

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Häufig gestellte Fragen

Woran erkennt man, ob eine Bindung polar oder unpolar ist?

Bilde die Differenz der Elektronegativitäten nach Pauling. Eine Differenz unter 0,4 bedeutet unpolar kovalent, 0,4 bis 1,7 polar kovalent, und über 1,7 spricht man meist von einer Ionenbindung. H–Cl: 3,16 − 2,20 = 0,96, die Bindung ist also polar kovalent mit Cl δ−.

Wie berechnet man den Ionencharakter in Prozent?

Die Formel nach Pauling lautet % Ionencharakter = (1 − e^(−ΔEN²/4)) × 100. Für H–Cl ist ΔEN = 0,96, also % Ionencharakter = (1 − e^(−0,23)) × 100 = 20,6 %. Für H–F ergibt ΔEN = 1,78 etwa 55 %.

Woran erkennt man, ob ein Molekül polar ist?

Bestimme die Geometrie mit VSEPR, zeichne für jede polare Bindung einen Dipolpfeil und addiere die Pfeile als Vektoren. Heben sie sich auf (symmetrische Geometrie mit gleichen äußeren Atomen und ohne freie Elektronenpaare am Zentralatom), ist das Molekül unpolar. Andernfalls ist es polar. Wasser ist gewinkelt, daher heben sich seine O–H-Dipole nicht auf.

Warum ist CO2 unpolar, obwohl seine C=O-Bindungen polar sind?

CO2 ist linear. Die beiden C=O-Bindungsdipole sind gleich groß und zeigen in entgegengesetzte Richtungen, sie heben sich also auf, und das Gesamtdipolmoment ist 0.

Warum ist CCl4 unpolar, CHCl3 aber polar?

Im tetraedrischen CCl4 heben sich die vier gleichen C–Cl-Dipole auf. In CHCl3 ist ein Cl durch H ersetzt, sodass sich die Dipole nicht mehr aufheben. CHCl3 hat ein Dipolmoment von etwa 1,04 D.

Warum ist XeF4 unpolar, SF4 aber polar?

XeF4 ist quadratisch-planar: Seine beiden freien Elektronenpaare liegen einander gegenüber, und die vier Xe–F-Dipole heben sich auf. SF4 ist wegen eines freien Elektronenpaars wippenförmig, daher heben sich seine S–F-Dipole nicht auf.

Ist cis- oder trans-1,2-Dichlorethen polar?

Das cis-Isomer ist polar (etwa 1,9 D), weil beide C–Cl-Dipole zur selben Seite zeigen. Das trans-Isomer ist unpolar (0 D), weil die beiden C–Cl-Dipole in entgegengesetzte Richtungen zeigen und sich aufheben.

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Lies die vollständige Anleitung: Bindungspolarität und Dipolmomente erklärt.

Zuletzt aktualisiert: 19. Oktober 2026