Dipol

Warum vermischt sich Öl nicht mit Wasser? Warum kann ein Wasserstrahl aus dem Wasserhahn von einem geriebenen Luftballon abgelenkt werden? Und warum löst sich Salz in Wasser, aber nicht in Benzin? Hinter all diesen Alltagsphänomenen steckt dasselbe Konzept: der Dipol. Wenn du dieses Kapitel gelesen hast, kannst du erklären, wie Dipole entstehen, und für ein Molekül selbst entscheiden, ob es ein Dipol ist oder nicht.

Was ist ein Dipol?

Das Wort „Dipol" bedeutet wörtlich „zwei Pole". Ein Dipol ist in der Chemie ein Molekül, das zwei entgegengesetzt geladene Bereiche besitzt: einen leicht positiven und einen leicht negativen Pol. Das Molekül ist dabei nach außen insgesamt elektrisch neutral — es hat also weder ein Elektron zu viel noch zu wenig. Nur die Verteilung der Elektronen innerhalb des Moleküls ist ungleichmäßig.

Diese leichten Ladungen nennt man Partialladungen (Teilladungen). Man schreibt sie mit dem griechischen Buchstaben Delta: \(\delta^+\) für die positive und \(\delta^-\) für die negative Teilladung. Das kleine \(\delta\) signalisiert: Es handelt sich nicht um volle Ladungen wie bei Ionen, sondern nur um eine Verschiebung.

Der Unterschied zu Ionen ist wichtig:

• Ionen haben ganze Elektronen abgegeben oder aufgenommen. Sie tragen eine echte Ladung, z. B. \(\text{Na}^+\) oder \(\text{Cl}^-\).
• Dipole haben alle ihre Elektronen behalten. Die Elektronen sind nur ungleich verteilt, sodass Teilladungen \(\delta^+\) und \(\delta^-\) entstehen.

Merke: Ein Dipol ist ein nach außen neutrales Molekül mit zwei Polen: einem \(\delta^+\)-Pol und einem \(\delta^-\)-Pol.

Die Ursache: Elektronegativität und polare Bindungen

Damit ein Dipol entsteht, müssen die Elektronen im Molekül ungleich verteilt sein. Der Grund dafür ist die Elektronegativität (kurz: EN). Sie gibt an, wie stark ein Atom die gemeinsamen Bindungselektronen in einer Elektronenpaarbindung (auch kovalente Bindung genannt) zu sich zieht. Die Werte findest du im Periodensystem: Fluor hat mit \(4{,}0\) den höchsten Wert, Sauerstoff liegt bei \(3{,}44\), Wasserstoff bei \(2{,}20\).

Verbinden sich zwei Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität, zieht das elektronegativere Atom die Bindungselektronen stärker zu sich. Die Elektronen halten sich dann häufiger bei diesem Atom auf — es wird partiell negativ (\(\delta^-\)), der Bindungspartner partiell positiv (\(\delta^+\)). Eine solche Bindung heißt polare Elektronenpaarbindung.

Wie polar eine Bindung ist, verrät die Elektronegativitätsdifferenz \(\Delta EN\). Als Faustregel gilt:

\(\Delta EN\)	Bindungstyp	Beispiel
\(< 0{,}4\)	unpolare Elektronenpaarbindung	\(\text{H}_2\), C–H
\(0{,}4\) bis \(1{,}7\)	polare Elektronenpaarbindung	O–H, H–Cl
\(> 1{,}7\)	Ionenbindung	NaCl

Beispiel: Ist die Bindung im Chlorwasserstoff-Molekül (HCl) polar? Du rechnest mit den EN-Werten aus dem Periodensystem: \(EN(\text{Cl}) = 3{,}16\) und \(EN(\text{H}) = 2{,}20\).

Der Wert liegt zwischen \(0{,}4\) und \(1{,}7\) — die Bindung ist also polar. Das Chloratom trägt \(\delta^-\), das Wasserstoffatom \(\delta^+\). Da HCl nur aus diesen zwei Atomen besteht, fallen die Ladungsschwerpunkte automatisch auseinander: HCl ist ein Dipol.

Merke: Je größer \(\Delta EN\), desto polarer die Bindung. Ohne polare Bindung kein permanenter Dipol.

Polare Bindung allein reicht nicht: die Molekülgeometrie

Jetzt kommt der Punkt, an dem viele Fehler passieren: Ein Molekül mit polaren Bindungen ist nicht automatisch ein Dipol. Entscheidend ist zusätzlich der räumliche Bau des Moleküls.

Jede polare Bindung wirkt wie ein kleiner Pfeil vom \(\delta^+\)- zum \(\delta^-\)-Atom. Ist das Molekül symmetrisch gebaut, zeigen die Pfeile in entgegengesetzte Richtungen und heben sich gegenseitig auf — nach außen bleibt nichts übrig. Ist das Molekül unsymmetrisch (gewinkelt, pyramidal), verstärken sich die Pfeile zu einem Gesamtdipol.

Beispiel: Kohlenstoffdioxid (\(\text{CO}_2\)) hat zwei stark polare C=O-Bindungen (\(\Delta EN = 3{,}44 - 2{,}55 = 0{,}89\)). Trotzdem ist \(\text{CO}_2\) kein Dipol: Das Molekül ist linear gebaut (O=C=O). Beide Sauerstoffatome ziehen die Elektronen gleich stark in genau entgegengesetzte Richtungen. Der negative Ladungsschwerpunkt liegt dadurch genau in der Mitte — am selben Ort wie der positive. Die beiden Pole fallen zusammen, das Dipolmoment ist null.

Physiker und Chemiker beschreiben die Stärke eines Dipols mit dem Dipolmoment \(\mu\). Es berechnet sich aus der Ladung \(q\) und dem Abstand \(d\) der Ladungsschwerpunkte: \(\mu = q \cdot d\). Gilt \(\mu = 0\), ist das Molekül kein Dipol.

Tipp: Prüfe immer zwei Fragen: 1. Gibt es polare Bindungen (\(\Delta EN \geq 0{,}4\))? 2. Ist das Molekül unsymmetrisch gebaut? Nur wenn du beide Fragen mit Ja beantwortest, liegt ein Dipol vor.

Wasser — der wichtigste Dipol

Das bekannteste Dipolmolekül ist Wasser (\(\text{H}_2\text{O}\)). Beide O–H-Bindungen sind polar:

Entscheidend ist aber der Bau: Das Wassermolekül ist nicht linear, sondern gewinkelt — der Bindungswinkel beträgt etwa \(104{,}5^\circ\). Der Grund sind die zwei freien Elektronenpaare am Sauerstoffatom, die Platz beanspruchen und die beiden Wasserstoffatome „nach unten drücken". Dadurch liegt der negative Ladungsschwerpunkt beim Sauerstoffatom, der positive zwischen den beiden Wasserstoffatomen — die Schwerpunkte fallen nicht zusammen. Wasser ist ein permanenter Dipol.

Diese Eigenschaft hat enorme Folgen:

• Wasserstoffbrücken: Der \(\delta^+\)-Pol eines Wassermoleküls zieht den \(\delta^-\)-Pol des Nachbarmoleküls an. Diese Anziehung zwischen Molekülen nennt man Wasserstoffbrückenbindung. Sie erklärt die für ein so kleines Molekül ungewöhnlich hohe Siedetemperatur von \(100\,^\circ\text{C}\).
• Lösemittel: Wasser löst Salze und andere polare Stoffe, weil seine Pole die Ionen umlagern und aus dem Kristall herausziehen können.
• Ablenkbarer Wasserstrahl: Hältst du einen elektrisch geladenen Stab (z. B. einen geriebenen Luftballon) an einen dünnen Wasserstrahl, richten sich die Dipolmoleküle aus und der Strahl wird sichtbar abgelenkt — ein einfacher Nachweis für den Dipolcharakter.

Merke: Wasser ist gewinkelt gebaut — deshalb (und nur deshalb) ist es trotz seiner nur zwei Bindungsarten ein Dipol.

Permanente und induzierte Dipole

Bisher ging es um permanente Dipole: Moleküle, die aufgrund ihrer polaren Bindungen und ihres Baus dauerhaft zwei Pole besitzen. Daneben gibt es induzierte (hervorgerufene) und temporäre (kurzzeitige) Dipole.

Elektronen sind ständig in Bewegung. Auch in einem völlig unpolaren Molekül kann die Elektronenverteilung deshalb für einen kurzen Moment ungleichmäßig sein — es entsteht ein temporärer Dipol. Dieser kann in einem Nachbarmolekül die Elektronen verschieben und dort einen induzierten Dipol erzeugen. Die schwachen Anziehungskräfte zwischen solchen kurzlebigen Dipolen heißen Van-der-Waals-Kräfte (genauer: London-Kräfte). Sie werden stärker, je größer die Moleküle sind, denn bei großen Elektronenhüllen lassen sich die Elektronen leichter verschieben.

Zwischen permanenten Dipolen wirken dagegen die stärkeren Dipol-Dipol-Wechselwirkungen: \(\delta^+\) zieht \(\delta^-\) des Nachbarmoleküls an. Deshalb sieden Dipolmoleküle wie HCl deutlich höher als unpolare Moleküle vergleichbarer Größe.

Tipp: Für die Löslichkeit gilt die Faustregel „Gleiches löst sich in Gleichem": Polare Stoffe lösen sich in polaren Lösemitteln (Salz in Wasser), unpolare in unpolaren (Fett in Benzin). Deshalb mischen sich Öl und Wasser nicht.

Beispiele im Überblick

Molekül	Polare Bindungen?	Bau	Dipol?
\(\text{H}_2\text{O}\)	ja (\(\Delta EN = 1{,}24\))	gewinkelt (\(104{,}5^\circ\))	ja
\(\text{HCl}\)	ja (\(\Delta EN = 0{,}96\))	zweiatomig	ja
\(\text{NH}_3\)	ja	pyramidal	ja
\(\text{CO}_2\)	ja (\(\Delta EN = 0{,}89\))	linear, symmetrisch	nein
\(\text{CH}_4\)	nein (C–H fast unpolar)	tetraedrisch, symmetrisch	nein
\(\text{O}_2\), \(\text{H}_2\)	nein (\(\Delta EN = 0\))	zweiatomig, gleiche Atome	nein

Zusammenfassung

• Ein Dipol ist ein nach außen neutrales Molekül mit einem \(\delta^+\)- und einem \(\delta^-\)-Pol (Partialladungen, keine echten Ionenladungen).
• Ursache ist die Elektronegativitätsdifferenz: Das elektronegativere Atom zieht die Bindungselektronen zu sich — es entsteht eine polare Elektronenpaarbindung (Faustregel: \(\Delta EN\) zwischen \(0{,}4\) und \(1{,}7\)).
• Polare Bindungen allein genügen nicht: Nur bei unsymmetrischem Molekülbau fallen die Ladungsschwerpunkte auseinander. \(\text{CO}_2\) ist trotz polarer Bindungen kein Dipol.
• Wasser ist wegen seines gewinkelten Baus (\(104{,}5^\circ\)) ein permanenter Dipol — daraus folgen Wasserstoffbrücken, die hohe Siedetemperatur und seine Stärke als Lösemittel.
• Temporäre und induzierte Dipole entstehen kurzzeitig auch in unpolaren Molekülen und verursachen die schwachen Van-der-Waals-Kräfte.
• Löslichkeit: Gleiches löst sich in Gleichem — polar in polar, unpolar in unpolar.

Interaktiv üben

Deine Lernziele

• Ich kann erklären, was ein Dipol ist und was Partialladungen von echten Ionenladungen unterscheidet.
• Ich kann mit der Elektronegativitätsdifferenz entscheiden, ob eine Bindung unpolar, polar oder ionisch ist.
• Ich kann begründen, warum Wasser ein Dipol ist und Kohlenstoffdioxid nicht.
• Ich kann permanente, temporäre und induzierte Dipole unterscheiden.
• Ich kann mit „Gleiches löst sich in Gleichem" Löslichkeiten vorhersagen.

Was ist ein Dipol?

Du hast in der Erklärung gelesen, dass ein geriebener Luftballon einen Wasserstrahl ablenken kann. Der Grund: Wassermoleküle haben zwei geladene Pole. Genau darum geht es jetzt — Schritt für Schritt.

Definition

Dipol

Ein Dipol ist ein Molekül, das nach außen elektrisch neutral ist, in dem aber zwei entgegengesetzt geladene Pole vorliegen: ein partiell positiver Pol (\(\delta^+\)) und ein partiell negativer Pol (\(\delta^-\)). Diese Teilladungen heißen Partialladungen — sie sind schwächer als die echten Ladungen von Ionen.

Beispiel

Chlorwasserstoff (HCl) besteht aus einem Wasserstoff- und einem Chloratom. Das Chloratom zieht die gemeinsamen Bindungselektronen stärker zu sich.

1. Die Elektronen halten sich häufiger beim Chloratom auf.
2. Das Chloratom wird dadurch partiell negativ: \(\delta^-\).
3. Dem Wasserstoffatom fehlen die Elektronen etwas: Es wird partiell positiv, \(\delta^+\).

Ergebnis: HCl hat zwei Pole — es ist ein Dipol. Kein Atom hat dabei ein Elektron abgegeben oder aufgenommen!

Merke

Dipol = nach außen neutral, innen zwei Pole: \(\delta^+\) und \(\delta^-\). Das kleine Delta heißt „Teilladung", nicht „Ionenladung".

Elektronegativität und polare Bindungen

Warum zieht das Chloratom die Elektronen überhaupt stärker an? Die Antwort steckt in einer Zahl, die du im Periodensystem findest.

Definition

Elektronegativität und polare Bindung

Die Elektronegativität (EN) gibt an, wie stark ein Atom die gemeinsamen Bindungselektronen einer Elektronenpaarbindung zu sich zieht. Sind die EN-Werte zweier Bindungspartner verschieden, entsteht eine polare Elektronenpaarbindung: Das elektronegativere Atom wird \(\delta^-\), der Partner \(\delta^+\). Die Elektronegativitätsdifferenz \(\Delta EN\) misst, wie polar die Bindung ist.

Beispiel

Ist die O–H-Bindung im Wasser polar? Du schaust die EN-Werte im Periodensystem nach: \(EN(\text{O}) = 3{,}44\) und \(EN(\text{H}) = 2{,}20\).

Rechnung: \(\Delta EN = 3{,}44 - 2{,}20 = 1{,}24\)

Faustregel: Bei \(\Delta EN\) unter \(0{,}4\) ist die Bindung unpolar, zwischen \(0{,}4\) und \(1{,}7\) polar, über \(1{,}7\) liegt eine Ionenbindung vor. Mit \(1{,}24\) ist die O–H-Bindung also klar polar — der Sauerstoff wird \(\delta^-\), der Wasserstoff \(\delta^+\).

Merke

Je größer \(\Delta EN\), desto polarer die Bindung: unter 0,4 unpolar — 0,4 bis 1,7 polar — über 1,7 ionisch.

Symmetrie entscheidet: Wasser vs. CO₂

Jetzt kommt die häufigste Fehlerquelle des ganzen Themas: Polare Bindungen allein machen noch keinen Dipol. Es kommt zusätzlich auf den räumlichen Bau des Moleküls an.

Definition

Dipolmoment

Das Dipolmoment \(\mu\) misst die Stärke eines Dipols. Es hängt von der Ladung und dem Abstand der Ladungsschwerpunkte ab: \(\mu = q \cdot d\). Fallen der positive und der negative Ladungsschwerpunkt am selben Ort zusammen (symmetrischer Bau), gilt \(\mu = 0\) — das Molekül ist kein Dipol.

Beispiel

Vergleiche Wasser und Kohlenstoffdioxid — beide haben polare Bindungen:

1. Wasser (\(\text{H}_2\text{O}\)) ist gewinkelt gebaut (Bindungswinkel etwa \(104{,}5^\circ\)), weil die zwei freien Elektronenpaare am Sauerstoff Platz brauchen. Der negative Schwerpunkt liegt beim Sauerstoff, der positive zwischen den H-Atomen — die Schwerpunkte fallen auseinander. Wasser ist ein Dipol.
2. \(\text{CO}_2\) ist linear gebaut: O=C=O. Beide Sauerstoffatome ziehen gleich stark in genau entgegengesetzte Richtungen. Der negative Schwerpunkt liegt deshalb genau in der Mitte — am selben Ort wie der positive. Die Wirkungen heben sich auf: \(\mu = 0\), kein Dipol.

Merke

Zwei Fragen entscheiden über den Dipol: 1. Polare Bindungen vorhanden? 2. Molekül unsymmetrisch gebaut? Nur zweimal „Ja" ergibt einen Dipol.

Dipol-Arten und ihre Folgen im Alltag

Wasser, HCl und Ammoniak sind dauerhaft Dipole. Aber auch unpolare Moleküle können kurzzeitig zu Dipolen werden — und die Pole erklären, warum sich Öl und Wasser nicht mischen.

Definition

Permanenter, temporärer und induzierter Dipol

Ein permanenter Dipol besitzt seine Pole dauerhaft (Ursache: polare Bindungen + unsymmetrischer Bau). Ein temporärer Dipol entsteht kurzzeitig, weil die ständig bewegten Elektronen für einen Moment ungleich verteilt sind. Ein induzierter Dipol wird in einem Nachbarmolekül hervorgerufen, wenn ein Dipol dessen Elektronen verschiebt.

Beispiel

Warum löst sich Kochsalz in Wasser, aber nicht in Benzin?

1. Die Wasser-Dipole lagern sich mit ihrem \(\delta^-\)-Pol an die \(\text{Na}^+\)-Ionen und mit ihrem \(\delta^+\)-Pol an die \(\text{Cl}^-\)-Ionen des Salzkristalls.
2. So ziehen sie die Ionen aus dem Kristallgitter heraus — das Salz löst sich.
3. Benzinmoleküle sind unpolar: Sie haben keine Pole, die an den Ionen ziehen könnten. Das Salz bleibt ungelöst.

Merksatz dazu: „Gleiches löst sich in Gleichem" — polar in polar, unpolar in unpolar.

Gut zu wissen

Zwischen permanenten Dipolen wirken Dipol-Dipol-Wechselwirkungen: \(\delta^+\) zieht das \(\delta^-\) des Nachbarmoleküls an. Beim Wasser sind sie als Wasserstoffbrücken besonders stark — deshalb siedet Wasser erst bei \(100\,^\circ\text{C}\), ungewöhnlich hoch für ein so kleines Molekül. Zwischen temporären und induzierten Dipolen wirken nur die schwachen Van-der-Waals-Kräfte; sie wachsen mit der Größe der Elektronenhülle.

Alles auf einen Blick

Hier siehst du das ganze Thema als Übersicht — und kannst die Kernregeln mit Lernkarten festigen.

Abschluss-Check

Zum Schluss ein paar knifflige Transferfragen — hier kombinierst du alles, was du gelernt hast, in neuen Situationen.