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Dipole erkennen und sicher bestimmen
Ein Dipol-Molekül ist insgesamt elektrisch neutral, hat aber einen dauerhaft positiv teilgeladenen und einen dauerhaft negativ teilgeladenen Bereich. Entscheidend ist, ob die Schwerpunkte der positiven und negativen Ladungen räumlich getrennt sind. Für die Beispiele hier hilft dir ein einfaches Modell: Prüfe die Bindungspolarität und dann, ob sich die Bindungsdipole durch die Molekülgeometrie aufheben.
Hake ab, was du schon kannst — und komm am Ende hierher zurück!
Was macht ein Molekül zum Dipol?
In einer Elektronenpaarbindung teilen Atome Bindungselektronen. Manche Atome ziehen diese Elektronen stärker an als andere. Dieses relative Anziehungsvermögen heißt Elektronegativität, kurz EN.
Partialladung
Zieht ein Atom die Bindungselektronen stärker an, trägt es eine negative Partialladung $δ^-$. Das andere Atom trägt eine positive Partialladung $δ^+$. „Partial“ bedeutet: Es handelt sich um Teilladungen, nicht um die vollen Ladungen von Ionen.
Eine solche ungleiche Elektronenverteilung macht die Bindung polar. Ihre gerichtete Ladungstrennung nennt man Bindungsdipol. Der Betrag der Elektronegativitätsdifferenz, $ΔEN$, hilft beim Einschätzen der Bindungspolarität. Starre Grenzwerte sind dafür nur eine grobe Orientierung. Die folgenden EN-Werte beziehen sich auf die Pauling-Skala.
Dipolmoment
Das Dipolmoment beschreibt Stärke und Richtung einer Ladungstrennung. Für zwei gleich große, entgegengesetzte Ladungen im Abstand $d$ ist sein Betrag $p = q · d$. Dabei ist $q$ der Betrag einer der Ladungen. Mit $q$ in Coulomb und $d$ in Metern erhältst du $p$ in Coulombmetern. Im Bindungsdipol-Modell betrachtest du die einzelnen Beiträge mit ihren Richtungen zusammen.
Polare Bindungen allein reichen als Begründung nicht aus. Ein permanenter Moleküldipol liegt vor, wenn das gesamte Dipolmoment ungleich null ist.
Wie prüfst du ein Molekül Schritt für Schritt?
Für einfache Moleküle wie H₂O, CO₂ und HCl eignet sich dieses Prüfmuster:
- Vergleiche die Elektronegativitäten der gebundenen Atome.
- Markiere bei jeder polaren Bindung $δ^-$ am elektronegativeren und $δ^+$ am weniger elektronegativen Atom.
- Bestimme die räumliche Molekülgestalt aus der Strukturformel; berücksichtige auch freie Elektronenpaare, die zu keiner Bindung gehören.
- Betrachte die Bindungsdipole als gerichtete Beiträge.
- Entscheide: Heben sie sich vollständig auf, ist das Gesamt-Dipolmoment null. Bleibt eine Richtung übrig, ist das Molekül ein permanenter Dipol.
Symmetrie ist dabei entscheidend. Bei einem symmetrischen Molekül können gleich starke Bindungsdipole genau entgegengesetzt wirken. Ein asymmetrischer Bau kann diese Aufhebung verhindern.
„Symmetrisch“ oder „asymmetrisch“ allein genügt nicht als Begründung. Auch Wasser besitzt eine Spiegelsymmetrie und ist trotzdem polar. Das Bindungsdipol-Modell vereinfacht außerdem die gesamte Ladungsverteilung: Freie Elektronenpaare können ebenfalls zum Dipolmoment beitragen.
Warum ist Wasser ein Dipol, Kohlenstoffdioxid aber nicht?
Wasser H₂O: Sauerstoff hat die Elektronegativität 3,44, Wasserstoff 2,20.
$$ΔEN = 3{,}44 - 2{,}20 = 1{,}24$$
Sauerstoff zieht die Bindungselektronen stärker an und trägt $δ^-$. Die beiden Wasserstoffatome tragen $δ^+$. Am Sauerstoff liegen zwei Bindungselektronenpaare und zwei freie Elektronenpaare. Diese vier Bereiche ordnen sich mit möglichst großem Abstand an; die drei Atome bilden dadurch einen Winkel. Deshalb zeigen die beiden O–H-Bindungsdipole nicht genau in entgegengesetzte Richtungen und heben sich nicht auf. Wasser besitzt ein Gesamt-Dipolmoment und ist ein permanenter Dipol.
Kohlenstoffdioxid CO₂: Sauerstoff hat die Elektronegativität 3,44, Kohlenstoff 2,55.
$$ΔEN = 3{,}44 - 2{,}55 = 0{,}89$$
Beide C=O-Doppelbindungen sind polar. Am zentralen Kohlenstoff gibt es zwei Bindungsbereiche und keine freien Elektronenpaare. Die Bindungsbereiche liegen einander gegenüber: CO₂ ist linear und symmetrisch. Die gleich starken Bindungsdipole zeigen in entgegengesetzte Richtungen und heben sich vollständig auf. Das Gesamt-Dipolmoment ist null: CO₂ ist kein permanenter Moleküldipol.
H₂O und CO₂ zeigen den Kernunterschied: Eine polare Bindung beschreibt eine einzelne Bindung; ein Dipol beschreibt die Ladungsverteilung im gesamten Molekül.
Wie zeigen sich Dipole zwischen Molekülen?
Nähern sich permanente Dipole, können sich die $δ^+$-Seite des einen und die $δ^-$-Seite des anderen Moleküls anziehen. Das ist eine Dipol-Dipol-Wechselwirkung. Sie wirkt zwischen Molekülen und ist nicht dasselbe wie die Bindung innerhalb eines Moleküls.
Die Stärke hängt unter anderem vom Abstand, von der Ausrichtung und vom Grad der Ladungstrennung ab. Solche Wechselwirkungen beeinflussen Stoffeigenschaften wie Verdunstung und Siedetemperatur. Dabei spielt auch die Molekülmasse eine Rolle; eine Stoffeigenschaft lässt sich deshalb nicht immer mit nur einem Faktor erklären.
Dipole im elektrischen Feld: Ein geladener Stab kann Wassermoleküle bevorzugt ausrichten: Bei negativer Stabladung weist ihre $δ^+$-Seite zum Stab, bei positiver Ladung ihre $δ^-$-Seite. Die Wärmebewegung verhindert eine vollständige Ausrichtung.
Ein feiner Wasserstrahl lässt sich zum geladenen Stab hin ablenken. Diese Beobachtung ist aber kein eindeutiger Nachweis permanenter Moleküldipole: Im Wasser können sich auch bewegliche elektrische Ladungen verlagern. Entstehende Tropfen können dadurch eine Nettoladung erhalten. Die Ablenkung lässt sich deshalb nicht allein durch die Ausrichtung einzelner Wassermoleküle erklären.
Nicht jede kurzzeitige Ladungstrennung ist ein permanenter Dipol. Durch die Bewegung der Elektronen kann auch in einem ursprünglich unpolaren Teilchen für kurze Zeit eine unsymmetrische Elektronenverteilung entstehen. Das nennt man einen temporären Dipol; er kann die Elektronenverteilung eines Nachbarteilchens verschieben und dort einen induzierten Dipol hervorrufen. Die daraus entstehenden London-Dispersionskräfte wirken auch zwischen unpolaren Teilchen und zusätzlich zwischen polaren Molekülen.
Kannst du die Entscheidung selbst treffen?
Bearbeite zuerst die Lücken und begründe danach die Entscheidungen in ganzen Sätzen.
Wähle in jeder Lücke die passende Form und prüfe anschließend deine Antworten.
In einer polaren Bindung trägt das elektronegativere Atom die Partialladung. Bei gewinkeltem H₂O werden die beiden Bindungsdipole aufgehoben. Bei linearem, symmetrischem CO₂ ist das Gesamt-Dipolmoment .
Chlorwasserstoff HCl: Chlor ist mit EN = 3,16 elektronegativer als Wasserstoff mit EN = 2,20. Seine einzige Bindung ist daher polar: H trägt $δ^+$, Cl trägt $δ^-$.
Aufgabe: Entscheide für H₂O, CO₂ und HCl, ob ein permanenter Moleküldipol vorliegt. Nenne jeweils Bindungspolarität und Molekülgestalt beziehungsweise die Zahl der Bindungsdipole als Begründung.
Lösung zur Aufgabe
- H₂O: Ja. Die O–H-Bindungen sind polar, und wegen des gewinkelten Baus heben sich ihre Dipolmomente nicht auf.
- CO₂: Nein. Die C=O-Bindungen sind polar, doch im linearen, symmetrischen Molekül heben sich die beiden gleich starken Dipolmomente auf.
- HCl: Ja. Chlor zieht die Bindungselektronen stärker an als Wasserstoff. Das zweiatomige Molekül besitzt nur diesen einen Bindungsdipol; ein zweiter, entgegengesetzter Beitrag kann ihn nicht aufheben.
Ein gutes Begründungsmuster lautet: „Die Bindungen sind …; das Molekül ist …; deshalb heben sich die Bindungsdipole …; somit ist das Molekül …“
Karteikasten
Überlege zuerst selbst und drehe die Karte anschließend zum Prüfen um.
Alles auf einen Blick
- Dipol-Molekül
- besitzt ein Gesamt-Dipolmoment ungleich null
- besitzt getrennte positive und negative Ladungsschwerpunkte
- wird mit Elektronegativität, Molekülgestalt und Dipolrichtungen geprüft
- zeigt sich bei H₂O als Gesamtdipol
- fehlt bei linearem, symmetrischem CO₂
- ermöglicht Dipol-Dipol-Wechselwirkungen