Polarität (Chemie)

Grundlagen und Bedeutung der Polarität

Polarität bezeichnet in der Chemie die Aufteilung elektrischer Ladungen in Molekülen oder Atomgruppen durch eine Ladungsverschiebung. Dadurch entstehen eine negativ und eine positiv geladene Seite. Das elektrische Dipolmoment ist das Maß für die Ausprägung dieser messbaren Ladungstrennung innerhalb eines Moleküls.

Ursache der Polarität sind meist Unterschiede in der Elektronegativität der beteiligten Atome. Elektronegativität beschreibt, wie stark ein Atom die gemeinsamen Bindungselektronen anzieht. In einem polaren Molekül liegen daher eine oder mehrere polare Atombindungen vor. Ihre einzelnen Dipolmomente addieren sich vektoriell. Sie können sich jedoch durch die räumliche Anordnung und Symmetrie gegenseitig aufheben. Dann besitzt das gesamte Molekül trotz polarer Bindungen kein Dipolmoment und ist unpolar.

Zwischen polaren Molekülen wirken Dipol-Dipol-Kräfte; außerdem können Wasserstoffbrückenbindungen auftreten. Diese Kräfte gehören zu den zwischenmolekularen Kräften und unterscheiden sich von den Bindungen zwischen Atomen innerhalb eines Moleküls. Die Polarität beeinflusst physikalische Eigenschaften wie Oberflächenspannung sowie Schmelz- und Siedepunkt. Sie bestimmt außerdem wesentlich die Löslichkeit und die Eignung eines Stoffes als Lösungsmittel.

Polare Stoffe und ihre Bindungen

Polare Stoffe bestehen aus polaren Molekülen mit einem permanenten elektrischen Dipolmoment. Sie lösen sich in der Regel gut in polaren Lösungsmitteln. Die Löslichkeit ist besonders groß, wenn die Wechselwirkungskräfte zwischen Lösungsmittel und gelöstem Stoff den Kräften innerhalb der jeweiligen Stoffe ähnlich sind.

Bei einem ausreichend großen Elektronegativitätsunterschied ΔEN können die Bindungselektronen nahezu vollständig von einem Bindungspartner auf den anderen übergehen. Im Extremfall entstehen zwei Ionen, die sich durch die ungerichtete elektrostatische Coulomb-Kraft anziehen. Diese ionische Bindung ist wie alle Salze grundsätzlich polar.

Im Nicht-Extremfall werden die Bindungselektronen zwischen Atomen mit unterschiedlicher Elektronegativität ungleich verteilt. Es entsteht eine polare Atombindung mit einem elektrischen Dipolmoment. Das Gesamtdipolmoment des Moleküls ergibt sich aus der vektoriellen Summe der Bindungsdipole. Ist es dauerhaft ungleich null, ist das Molekül polar. Je nach Größe des Gesamtdipolmoments kann ein Stoff mehr oder weniger polar sein; der Übergang reicht fließend von extrem polar bis komplett unpolar. Lösungsmittel können nach ihrer Polarität in einer elutropen Reihe angeordnet werden.

Beispiele für polare Stoffe sind Wasser, Salze, Zucker und Glas. Salze sind aufgrund ihrer Ionenstruktur häufig in dem polaren Lösungsmittel Wasser gut löslich. Viele Aroma- und Duftstoffe sind dagegen in Wasser schlecht, in Öl oder Ethanol aber gut löslich.

Unpolare Stoffe

Ein unpolares oder apolares Molekül besitzt kein permanentes elektrisches Dipolmoment. Das kann daran liegen, dass seine Bindungen unpolar sind oder dass sich die Dipolmomente polarer Bindungen durch Symmetrie aufheben. Ein Beispiel ist Kohlenstoffdioxid, CO₂: Die einzelnen Bindungen sind polar, aber das Gesamtdipolmoment des Moleküls ist symmetriebedingt null.

Unpolare Stoffe lösen sich gut in unpolaren Lösungsmitteln, beispielsweise organische Stoffe in Benzol oder Ether. Auch hier gilt: Die Löslichkeit ist umso besser, je ähnlicher die Wechselwirkungskräfte zwischen den Teilchen des Lösungsmittels und denen des gelösten Stoffes sind.

Beispiele für unpolare Stoffe sind Benzin, Tetrachlormethan, Wachs, Fette, Alkane, Alkene und Alkine. Entsprechend lösen sich Fette und Wachse schlecht in Wasser, aber gut in unpolaren Flüssigkeiten wie Hexan oder anderen flüssigen Kohlenwasserstoffen, etwa „Benzin“.

Umpolung und Bedeutung für Reaktionen

Polare Atombindungen helfen in der organischen Chemie, die Reaktivität eines Moleküls qualitativ abzuschätzen. In Chlormethan trägt das an Kohlenstoff gebundene Chloratom die Partialladung δ−, während das Kohlenstoffatom der Methylgruppe die Partialladung δ+ trägt.

Wird Chlormethan mit Magnesium zur Grignard-Verbindung Methylmagnesiumchlorid, CH₃MgCl, umgesetzt, tritt eine Umpolung ein. Das Kohlenstoffatom der Methylgruppe besitzt nun die Partialladung δ−. Aus der Polaritätsbetrachtung ergeben sich wichtige Konsequenzen für die Reaktivität organischer Stoffe.

Nachweis und Bestimmung der Polarität

Das permanente elektrische Dipolmoment von Wasser lässt sich mit einem einfachen Experiment nachweisen. Ein Kunststoffkamm wird beispielsweise durch das Kämmen trockener Haare oder durch Reiben an einem Wollpullover elektrisch aufgeladen. Lässt man aus einem Wasserhahn einen sehr dünnen, zusammenhängenden Wasserstrahl fließen und nähert den Kamm an, wird der Wasserstrahl zum Kamm hin abgelenkt. Berührt der Wasserstrahl den Kamm, wird dieser entladen und zieht den Wasserstrahl nicht mehr an.

Im konzentrischen elektrischen Feld des geladenen Kamms richten sich die Dipole der Wassermoleküle so aus, dass sie zum Kamm zeigen. Die Feldstärke nimmt mit der Entfernung vom Kamm ab. Deshalb ist die anziehende Kraft auf das nähere Molekülende etwas größer als die abstoßende Kraft auf das weiter entfernte Ende. Die verbleibende kleine Kraft zieht die Wassermoleküle zum Kamm und lenkt den Wasserstrahl ab.

Zur ersten Einordnung einer Bindung verwendet man die Elektronegativitätsdifferenz ΔEN, also die Differenz der Elektronegativitätswerte der beteiligten Atome. Als Richtwerte gelten:

• ΔEN = 0,0: unpolare Bindung; die Elektronenpaare werden von allen Atomen gleich stark beansprucht.
• ΔEN = 0,1…0,4: schwach polare Bindung.
• ΔEN = 0,4…1,7: stark polare Bindung.
• ΔEN > 1,7: Ionenbindung; es sind keine gemeinsamen Elektronenpaare vorhanden, sondern Ionen bilden sich.

Diese Grenzwerte sind Richtwerte. Ladungsgetrennte mesomere Grenzformeln können die tatsächliche Polarität wesentlich beeinflussen. Kohlenmonoxid ist trotz einer Elektronegativitätsdifferenz von etwa 1 ein nahezu unpolares Gas und lässt sich erst unterhalb von −140 °C durch Druck verflüssigen.