Bindungspolarität und Dipolmoment
Wie Elektronegativitätsunterschiede Bindungen polarisieren und wann sich die Bindungsdipole eines Moleküls zu einem Gesamtdipol addieren oder aufheben.
Das Wichtigste in Kürze
- Eine polare Atombindung entsteht, wenn die Elektronendichte wegen einer EN-Differenz unsymmetrisch verteilt ist. Das elektronegativere Atom trägt die Partialladung \(\delta^-\).
- In der C–H-Bindung ist C negativ, in C=O, C≡N und HCN ist C positiv; in ClF und ICl ist das schwerere Halogen positiv.
- Das Dipolmoment ist \(\mu = q \cdot d\) (Einheit C·m oder Debye); es sinkt in der Reihe HF > HCl > HBr > HI, und \(\ce{H2O}\) liegt über \(\ce{H2S}\).
- Gewinkelte und pyramidale Teilchen wie \(\ce{SO2}\), \(\ce{H2S}\), \(\ce{NO2}\) und \(\ce{NH3}\) sowie das unsymmetrische lineare \(\ce{N2O}\) sind permanente Dipole.
- Hochsymmetrische Teilchen mit gleichen Liganden wie \(\ce{CO2}\), \(\ce{BF3}\), \(\ce{SO3}\), \(\ce{CCl4}\), \(\ce{NH4+}\), \(\ce{PF5}\) und \(\ce{SF6}\) haben kein Dipolmoment.
- Die relative Permittivität \(\varepsilon_r\) steigt von n-Hexan über Diethylether und Methanol bis Wasser.
Worum es geht
Bindungen zwischen verschiedenen Atomen teilen ihre Elektronen fast nie gerecht. Daraus entstehen Partialladungen und, je nach Molekülgeometrie, ein Dipolmoment. Davon hängen Löslichkeit, zwischenmolekulare Kräfte und das Verhalten eines Stoffes als Lösungsmittel ab, auch bei Arznei- und Hilfsstoffen.
Polare Atombindung
In \(\ce{H2}\) ziehen beide Kerne gleich stark am Bindungselektronenpaar. Die Elektronendichte liegt symmetrisch zwischen ihnen. Sind die Partner verschieden, zieht das Atom mit der höheren Elektronegativität (EN) die Elektronen stärker zu sich.
In einer polaren Atombindung ist die Elektronendichte zwischen den Kernen unsymmetrisch verteilt. Das elektronegativere Atom trägt eine negative Partialladung \(\delta^-\), der Partner eine positive \(\delta^+\). Partialladungen sind Bruchteile einer Elementarladung, keine ganzen Ionenladungen.
Je größer die EN-Differenz, desto polarer die Bindung. Aus den EN-Werten lässt sich die Polarität deshalb gut abschätzen. In HCl ist die Elektronenwolke zum Chlor verschoben: H wird \(\delta^+\), Cl wird \(\delta^-\).
Um die Richtung an einer Strukturformel zu beurteilen, vergleichst du nur die beiden EN-Werte (Pauling, gerundet). Das Atom mit dem höheren Wert ist der negative Pol.
| Bindung | EN-Werte | \(\delta^+\) | \(\delta^-\) |
|---|---|---|---|
| C–H (z. B. in \(\ce{CH4}\)) | C 2,5 / H 2,2 | H | C |
| C=O (z. B. Formaldehyd) | C 2,5 / O 3,5 | C | O |
| C≡N (z. B. HCN) | C 2,5 / N 3,0 | C | N |
| H–Cl | H 2,2 / Cl 3,2 | H | Cl |
| Cl–F | Cl 3,2 / F 4,0 | Cl | F |
| I–Cl | I 2,7 / Cl 3,2 | I | Cl |
Auffällig ist die C–H-Bindung: Kohlenstoff ist hier der negative Partner, wenn auch nur schwach. Bei Interhalogenen wie ClF oder ICl ist immer das schwerere Halogen positiv. Silicium (EN 1,9) ist weniger elektronegativ als Wasserstoff. Deshalb kehrt sich die Polarität von \(\ce{CH4}\) zu \(\ce{SiH4}\) um. Für den Siedepunkt spielt das keine Rolle, denn beide Moleküle sind insgesamt unpolar. Ihn bestimmen die Dispersionskräfte.
Definition des Dipolmoments
Fallen der Schwerpunkt der positiven und der negativen Ladung nicht zusammen, entsteht ein elektrischer Dipol. Seine Stärke misst das Dipolmoment \(\mu\). Es ist eine gerichtete Größe, also ein Vektor. In der Chemie zeichnet man den Dipolpfeil meist vom positiven zum negativen Ende.
\[\mu = q \cdot d\]
\(q\) ist die Ladung an den Ladungsschwerpunkten in C, \(d\) ihr Abstand in m. Die Einheit ist C·m. Üblich ist auch das Debye: 1 D ≈ 3,336 · 10⁻³⁰ C·m.
Ein Rechenbeispiel zeigt die Größenordnung. Trügen zwei Atome im Abstand 100 pm ganze Elementarladungen, ergäbe sich \(\mu = 1{,}602 \cdot 10^{-19}\ \mathrm{C} \cdot 1{,}00 \cdot 10^{-10}\ \mathrm{m} \approx 1{,}6 \cdot 10^{-29}\) C·m, also rund 4,8 D. Echte polare Moleküle liegen deutlich darunter, weil ihre Partialladungen nur Bruchteile davon sind.
Jede Bindung mit ungleicher Elektronenverteilung hat ein Bindungsdipolmoment. Es wächst mit der EN-Differenz. Bei zweiatomigen Molekülen ist der Bindungsdipol zugleich der Moleküldipol. Ein polares zweiatomiges Molekül wie HCl oder CO hat daher immer ein Dipolmoment. Einatomige Kationen wie \(\ce{Na+}\) dagegen haben eine kugelsymmetrische Ladungsverteilung und kein permanentes Dipolmoment.
Bei mehratomigen Molekülen addieren sich die Bindungsdipole wie Kräfte, die an einem Seil ziehen. Ziehen gleich starke Kräfte in entgegengesetzte Richtungen, bewegt sich nichts. Deshalb besitzen nicht alle Moleküle mit polaren Bindungen ein Dipolmoment.
Innerhalb einer Gruppe sinkt die EN des Nichtmetalls nach unten. Damit nimmt auch das Dipolmoment ab:
- Halogenwasserstoffe: HF (1,82 D) > HCl (1,08 D) > HBr (0,82 D) > HI (0,44 D)
- Chalkogenwasserstoffe: \(\ce{H2O}\) (1,85 D) > \(\ce{H2S}\) (0,97 D)
Anorganische Moleküle
Ob ein Molekül ein permanentes Dipolmoment hat, entscheiden zwei Dinge: die Polarität der Bindungen und die räumliche Anordnung. Die Geometrie liefert das VSEPR-Modell. Freie Elektronenpaare am Zentralatom zählen mit, weil sie die Symmetrie brechen.
- Lewis-Formel: Bindungs- und freie Elektronenpaare am Zentralatom zählen.
- Geometrie: mit VSEPR die räumliche Form bestimmen.
- Bindungsdipole: Richtung jeder Bindung aus der EN-Differenz eintragen.
- Vektorsumme: Heben sich die Pfeile auf, ist \(\mu = 0\). Bleibt ein Rest, ist das Molekül ein permanenter Dipol.
Das klassische Paar sind \(\ce{CO2}\) und \(\ce{SO2}\). Beide haben die Formel \(\ce{XO2}\). \(\ce{CO2}\) ist linear, die beiden C=O-Dipole zeigen genau entgegengesetzt und heben sich auf. \(\ce{SO2}\) trägt ein freies Elektronenpaar am Schwefel und ist gewinkelt. Die Dipole addieren sich zu einem Gesamtdipol.
Genauso verhalten sich die anderen gewinkelten Teilchen: \(\ce{H2S}\), \(\ce{NO2}\) und gewinkelte Anionen wie \(\ce{NO2-}\). Ammoniak ist trigonal-pyramidal. Die drei N–H-Dipole addieren sich zu einem Gesamtdipol in Richtung des freien Elektronenpaars.
\(\ce{N2O}\) ist linear wie \(\ce{CO2}\), aber unsymmetrisch gebaut (N–N–O). Die Enden sind verschieden, also heben sich die Dipole nicht vollständig auf. \(\ce{N2O}\) ist ein schwacher permanenter Dipol.
Kein Dipolmoment haben hochsymmetrische Teilchen, deren Liganden alle gleich sind und kein freies Elektronenpaar die Form verzerrt. Dazu gehören trigonal-planare, tetraedrische und die höheren Geometrien.
| Teilchen | Geometrie | Dipolmoment |
|---|---|---|
| \(\ce{NH3}\) | trigonal-pyramidal | ja |
| \(\ce{H2S}\), \(\ce{SO2}\), \(\ce{NO2}\), \(\ce{NO2-}\) | gewinkelt | ja |
| \(\ce{N2O}\) | linear, unsymmetrisch | ja |
| \(\ce{CO2}\) | linear, symmetrisch | nein |
| \(\ce{BF3}\), \(\ce{SO3}\) | trigonal-planar | nein |
| \(\ce{CCl4}\), \(\ce{SiCl4}\), \(\ce{CH4}\), \(\ce{SiH4}\), \(\ce{NH4+}\) | tetraedrisch | nein |
| \(\ce{PF5}\) | trigonal-bipyramidal | nein |
| \(\ce{SF6}\) | oktaedrisch | nein |
Das Dipolmoment anorganischer Moleküle ist ein Examensklassiker. Entscheidend ist nie allein die Polarität der Bindungen, sondern die Symmetrie: \(\ce{BF3}\), \(\ce{SO3}\), \(\ce{CCl4}\) oder \(\ce{NH4+}\) haben polare Bindungen und trotzdem \(\mu = 0\). Achte bei gleicher Summenformel auf freie Elektronenpaare, wie beim Paar \(\ce{CO2}\) und \(\ce{SO2}\).
Wie sich das auf substituierte organische Moleküle mit verschiedenen Liganden überträgt, zeigt das Dipolmoment organischer Moleküle.
Relative Permittivität
Polare Moleküle richten sich im elektrischen Feld aus und schwächen es ab. Diese Eigenschaft eines Stoffes beschreibt die relative Permittivität \(\varepsilon_r\), auch Dielektrizitätszahl genannt. Sie gibt an, um welchen Faktor die Coulomb-Kraft zwischen zwei Ladungen im Medium kleiner ist als im Vakuum (\(\varepsilon_r = 1\)).
\[F = \frac{q_1 \cdot q_2}{4 \pi \varepsilon_0 \varepsilon_r r^2}\]
Dabei sind \(q_1\) und \(q_2\) die Ladungen in C, \(r\) ihr Abstand in m und \(\varepsilon_0\) die elektrische Feldkonstante. Je polarer ein Lösungsmittel, desto höher meist \(\varepsilon_r\). Die Reihe steigt so an:
n-Hexan (≈ 1,9) < Diethylether (≈ 4,3) < Methanol (≈ 33) < Wasser (≈ 78)
Wasser schirmt Ionenladungen also besonders gut ab. Was das für das Lösen von Salzen bedeutet, behandelt die Einheit Lösungsmittel und Solvatation.
Quiz
Aussage 1
Das Ammonium-Ion ist tetraedrisch gebaut und besitzt kein permanentes Dipolmoment.
In \(\ce{NH4+}\) heben sich die vier gleichen N–H-Dipole im Tetraeder auf, anders als im pyramidalen \(\ce{NH3}\).
Aussage 2
Iodwasserstoff besitzt ein größeres Dipolmoment als Fluorwasserstoff.
Das Dipolmoment sinkt mit abnehmender EN des Halogens: HF > HCl > HBr > HI. HI hat das kleinste.
Aussage 3
Schwefeldioxid ist wegen des freien Elektronenpaars am Schwefel gewinkelt und daher ein permanenter Dipol.
Im gewinkelten \(\ce{SO2}\) addieren sich die S–O-Dipole zu einem Gesamtdipol, anders als im linearen \(\ce{CO2}\).
Aussage 4
Methanol hat eine höhere relative Permittivität als Wasser.
Wasser hat mit \(\varepsilon_r\) ≈ 78 den höchsten Wert der Reihe; Methanol liegt bei etwa 33.
Aussage 5
In der C–H-Bindung des Methans ist der Kohlenstoff schwach negativ polarisiert.
Kohlenstoff (EN 2,5) ist etwas elektronegativer als Wasserstoff (EN 2,2) und trägt daher \(\delta^-\).
Aussage 6
Bortrifluorid besitzt wegen seiner stark polaren B–F-Bindungen ein permanentes Dipolmoment.
\(\ce{BF3}\) ist trigonal-planar mit drei gleichen Liganden. Die Bindungsdipole heben sich auf, \(\mu = 0\).
Aussage 7
In Chlorfluorid trägt das Fluoratom die positive Partialladung.
Fluor ist elektronegativer als Chlor (4,0 gegenüber 3,2). Daher ist Cl \(\delta^+\) und F \(\delta^-\).
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