Chemie · Klasse 9–10 · aktualisiert
Polare Bindung: EN-Differenz und Dipol verstehen
Erkenne ungleich verteilte Bindungselektronen, ordne Teilladungen zu und prüfe, ob sich Bindungsdipole im Molekül aufheben.
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Kurz gesagt
Eine polare Bindung entsteht, wenn zwei gebundene Atome das gemeinsame Elektronenpaar unterschiedlich stark anziehen. Der stärker anziehende Partner trägt δ−, der andere δ+. Ob das ganze Molekül ein Dipol ist, entscheidet zusätzlich die räumliche Anordnung der Bindungen.
Bei einer polaren Bindung ziehen zwei Atome das gemeinsame Elektronenpaar unterschiedlich stark an. Dadurch entstehen eine partiell negative und eine partiell positive Seite. Ob das gesamte Molekül ein Dipol ist, hängt zusätzlich von seiner räumlichen Form ab.
Deine Lernziele
Hake ab, was du schon kannst. Löst du alle Aufgaben eines Abschnitts, hakt Mela das Ziel für dich ab.
4 Abschnitte
Eine Atombindung beruht auf mindestens einem gemeinsamen Elektronenpaar. Beide gebundenen Atome ziehen dieses Paar an. Ziehen sie gleich stark, ist das Paar gleichmäßig verteilt: Die Bindung ist unpolar, etwa bei Cl–Cl. Bei verschiedenen EN-Werten liegt das Paar näher am stärker anziehenden Atom. Die Bindung kann dadurch polar sein.
Definition
Elektronegativität
Die Elektronegativität, kurz EN, beschreibt, wie stark ein Atom die Elektronen einer Bindung anzieht. Ein größerer EN-Wert bedeutet eine stärkere Anziehung.
Beispiel: Eine P–Cl-Bindung
- 1In Phosphortrichlorid PCl₃ zieht Chlor die Bindungselektronen stärker an als Phosphor.
- 2An jeder P–Cl-Bindung trägt Cl δ− und P δ+.
- 3Das Molekül bleibt insgesamt neutral: Seine Bindungen haben nur ungleich verteilte Teilladungen.
Teste dich
Für eine Bindung ziehst du den kleineren EN-Wert vom größeren ab:
ΔEN = EN_{\mathrm{groß}} - EN_{\mathrm{klein}}
Das Ergebnis ist nicht negativ. Je größer die Differenz, desto stärker ist die Bindung im einfachen EN-Modell polarisiert. Bei einem Molekül mit mehreren Bindungen prüfst du jedes gebundene Atompaar für sich. Setze δ− an den Partner mit höherer EN und δ+ an den mit niedrigerer EN. Diese Zeichen stehen für Teilladungen; die Elektronen werden weiter geteilt und keine vollen Ionenladungen gebildet.
Beispiel: O–H und O–Cl in HOCl
- 1Die verwendete Pauling-Tabelle gibt EN(O) = 3,44, EN(H) = 2,20 und EN(Cl) = 3,16.
- 2Für O–H gilt ΔEN=3{,}44-2{,}20=1{,}24.
- 3Für O–Cl gilt ΔEN=3{,}44-3{,}16=0{,}28.
- 4Die O–H-Bindung ist nach diesen Werten stärker polarisiert als die O–Cl-Bindung.
Definition
Partialladung
Eine Partialladung ist eine Teilladung, die durch die ungleiche Verteilung der Bindungselektronen entsteht. Sie wird mit δ+ oder δ- gekennzeichnet und ist kleiner als eine volle Ionenladung.
Merke: Das Atom mit der größeren EN zieht stärker und trägt δ−.
Teste dich
Eine polare Bindung und ein polares Molekül sind nicht dasselbe. Prüfe zuerst die Polarität der einzelnen Bindungen. Betrachte danach die räumliche Anordnung und die gerichteten Bindungsbeiträge. Heben sie sich auf, liegt im einfachen Modell der gerichteten Bindungsbeiträge kein permanenter Dipol vor. Bleibt ein Beitrag, sind positiver und negativer Ladungsschwerpunkt räumlich getrennt: Das Molekül ist dann ein Dipolmolekül.
Beispiel: Chlormethan CH₃Cl
- 1Die C–Cl-Bindung in CH₃Cl ist polar; Chlor zieht stärker als Kohlenstoff.
- 2Das Molekül ist annähernd tetraedrisch. Die Bindungen sind verschieden und ihre gerichteten Beiträge heben sich nicht auf.
- 3CH₃Cl ist deshalb ein permanentes Dipolmolekül.
Beispiel: Tetrachlormethan CCl₄
- 1Alle vier C–Cl-Bindungen sind gleich polar; Cl trägt jeweils δ−.
- 2Das Molekül ist regelmäßig tetraedrisch gebaut. Die vier gleich starken, gerichteten Beiträge heben sich auf.
- 3CCl₄ ist deshalb kein permanentes Dipolmolekül, im Gegensatz zu CH₃Cl.
Merke: Eine polare Bindung kann zum Moleküldipol beitragen. Entscheidend ist die räumliche Summe der Beiträge.
Teste dich
Bindungsarten gehen fließend ineinander über. Häufig wird ΔEN>1{,}7 als schulischer Richtwert für einen stark ionischen Charakter verwendet. Dieser Wert ist keine scharfe Naturgrenze. Auch Atomgrößen und Struktur können für das passende Bindungsmodell wichtig sein. Nutze die EN-Grenze als Orientierung.
Exakt gleiche EN-Werte ergeben im Modell eine unpolare Bindung. Bei kleinen, aber von null verschiedenen Differenzen kann eine Bindung schwach polar sein; nach dem üblichen Richtwert von etwa 0,4 wird eine solche Bindung vereinfacht trotzdem als unpolar eingeordnet. Das Beispiel HF zeigt zudem eine polare Elektronenpaarbindung oberhalb des üblichen 1,7-Richtwerts.
Beispiel: Fluorwasserstoff HF
- 1Auf der Pauling-Skala gelten EN(F) = 3,98 und EN(H) = 2,20.
- 2ΔEN = 3{,}98 - 2{,}20 = 1{,}78
- 3Trotz dieses Werts über 1,7 beschreibt man HF als polare Elektronenpaarbindung. Eine einzelne Grenzzahl liefert also keine sichere Einordnung.
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Alles auf einen Blick
Polare Bindung
Bindung
gemeinsame Elektronen sind ungleich verteilt
EN
vergleicht die Anziehung der Bindungselektronen
Partialladung
δ− am stärker anziehenden Partner
Differenz
größerer EN-Wert minus kleinerer
Molekül
räumliche Anordnung entscheidet über den Dipol
Grenzwert
Richtwert statt scharfer Naturgrenze
Musteraufgabe · Schritt für Schritt
Zwei Bindungen in HOCl vergleichen
- 1Verwende auf derselben Pauling-Skala EN(O) = 3,44, EN(H) = 2,20 und EN(Cl) = 3,16.
- 2Für O–H gilt ΔEN=3{,}44-2{,}20=1{,}24.
- 3Für O–Cl gilt ΔEN=3{,}44-3{,}16=0{,}28.
- 4O–H ist deutlich polar: O trägt δ−, H δ+. O–Cl liegt mit 0,28 unter dem Richtwert von etwa 0,4 und wird vereinfacht als nahezu unpolar eingeordnet. Ob HOCl insgesamt ein Dipol ist, klärt erst die Molekülgestalt.
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Teilladungen an einer Bindung In einer Zeile steckt ein Fehler. Tippe sie an.
Fehler in Zeile 3Chlor trägt δ− und Schwefel δ+: Die negative Teilladung liegt am stärker anziehenden Atom.
Lückentext
Wähl in jeder Lücke das passende Wort und prüf dann deine Antworten.
Bei einer polaren Bindung ist das Elektronenpaar verteilt. Das Atom mit der höheren EN trägt . Für einen Moleküldipol zählt zusätzlich die .
Karteikasten
Erst selbst überlegen, dann umdrehen.
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