Diesen aiMOOC als Battle spielen: Deutsch, Klasse 7-8, G-Niveau

Polare und unpolare Bindungen - Chemie

Einleitung

Warum mischen sich Wasser und Speiseöl kaum? Warum ist ein Wassermolekül ein Dipol, ein Kohlenstoffdioxidmolekül aber nicht? Die Antworten hängen mit der Verteilung der Bindungselektronen zusammen. In diesem aiMOOC lernst Du, polare und unpolare kovalente Bindungen zu unterscheiden und die Polarität ganzer Moleküle zu beurteilen.

Du brauchst dafür drei Grundideen: die Elektronegativität, die Partialladung und die räumliche Molekülgeometrie. Am Ende kannst Du erklären, weshalb Polarität Eigenschaften wie Löslichkeit, zwischenmolekulare Anziehung und teilweise auch Siede- und Schmelztemperaturen beeinflusst.

Lernziele

Du kannst nach diesem aiMOOC:

kovalente Bindungen als gemeinsame Nutzung von Elektronenpaaren beschreiben.
Die Elektronegativitätsdifferenz berechnen und als Modell zur Einschätzung der Bindungspolarität nutzen.
Die Partialladungen δ+ und δ− richtig zuordnen.
Zwischen der Polarität einer einzelnen Bindung und der Polarität eines ganzen Moleküls unterscheiden.
Mit Molekülform und Symmetrie begründen, ob ein Molekül ein Dipol ist.
Beobachtungen zur Löslichkeit mit dem Prinzip „Ähnliches löst sich in Ähnlichem“ erklären.

Grundlagen

Kovalente Bindung

Bei einer kovalenten Bindung, auch Atombindung oder Elektronenpaarbindung genannt, teilen sich Atome mindestens ein Elektronenpaar. Solche Bindungen treten besonders häufig zwischen Nichtmetallatomen auf.

Sind beide Bindungspartner gleich, ziehen sie das gemeinsame Elektronenpaar gleich stark an. Ein Beispiel ist das Wasserstoffmolekül H₂.

Bei H₂ ist die Elektronenverteilung symmetrisch. Die H–H-Bindung ist daher unpolar.

Elektronegativität

Die Elektronegativität beschreibt, wie stark ein Atom in einer Bindung die gemeinsamen Elektronen anzieht. In vielen Schultabellen werden Werte der Pauling-Skala verwendet. Fluor besitzt einen besonders hohen Wert. Innerhalb des Periodensystems steigt die Elektronegativität im Allgemeinen von links nach rechts und von unten nach oben.

Die Elektronegativitätsdifferenz wird berechnet mit:

$Δ E N = | E N (A) - E N (B) |$

Beispiel für die H–Cl-Bindung mit häufig verwendeten Pauling-Werten:

$Δ E N = | 3,16 - 2,20 | = 0,96$

Die Differenz zeigt: Chlor zieht die Bindungselektronen stärker an als Wasserstoff. Die H–Cl-Bindung ist polar.

Faustregel zur Elektronegativitätsdifferenz

Die Übergänge zwischen Bindungsarten sind fließend. Für den Schulunterricht wird häufig folgende grobe Orientierung verwendet:

Elektronegativitätsdifferenz	Häufige Deutung im Schulmodell
nahe 0 bis etwa 0,4	unpolar oder nur sehr schwach polar
etwa 0,4 bis etwa 1,7	polar kovalent
deutlich über etwa 1,7	starker Ionenbindungscharakter

Wichtig: Diese Grenzen sind keine Naturgesetze. Sie hängen von der verwendeten Skala und vom betrachteten Stoff ab. Die Elektronegativitätsdifferenz ist ein hilfreiches Modell, aber nicht das einzige Kriterium für eine Bindungsart.

Unpolare und polare Bindungen

Unpolare kovalente Bindung

Eine Bindung ist ideal unpolar, wenn beide Atome das Bindungselektronenpaar gleich stark anziehen. Das ist bei Bindungen zwischen gleichen Atomen eindeutig der Fall.

H–H im Wasserstoffmolekül H₂
O=O im Sauerstoffmolekül O₂
N≡N im Stickstoffmolekül N₂
Cl–Cl im Chlormolekül Cl₂

Bei kleinen, aber nicht null großen Elektronegativitätsunterschieden wird eine Bindung im Schulmodell oft noch als nahezu unpolar behandelt. Ein häufiges Beispiel ist die C–H-Bindung.

Polare kovalente Bindung

Bei einer polaren kovalenten Bindung zieht ein Atom die gemeinsamen Elektronen stärker an. Dadurch entsteht eine ungleichmäßige Elektronenverteilung.

Das elektronegativere Atom erhält eine negative Partialladung δ−. Das weniger elektronegative Atom erhält eine positive Partialladung δ+. Partialladungen sind kleiner als vollständige Ionenladungen.

Beispiele:

H–Cl: Chlor trägt δ−, Wasserstoff trägt δ+.
O–H: Sauerstoff trägt δ−, Wasserstoff trägt δ+.
C=O: Sauerstoff trägt δ−, Kohlenstoff trägt δ+.
N–H: Stickstoff trägt δ−, Wasserstoff trägt δ+.

Ein Bindungsdipolpfeil zeigt in Richtung des elektronegativeren Atoms. Am positiven Ende wird häufig ein kleines Kreuz eingezeichnet.

Dipol-Dipol-Anziehung am Beispiel Chlorwasserstoff

HCl-Moleküle besitzen eine positive und eine negative Seite. Benachbarte Moleküle können sich so ausrichten, dass δ+ und δ− einander anziehen.

Diese Anziehung heißt Dipol-Dipol-Wechselwirkung. Sie wirkt zwischen Molekülen und darf nicht mit der kovalenten Bindung innerhalb eines Moleküls verwechselt werden.

Von der Bindung zum Molekül

Bindungspolarität ist nicht automatisch Molekülpolarität

Ein Molekül kann polare Bindungen besitzen und trotzdem insgesamt unpolar sein. Entscheidend ist, wie die Bindungsdipole räumlich angeordnet sind.

Vereinfacht gilt:

${\vec{μ}}_{g e s a m t} = \sum_{i} {\vec{μ}}_{i}$

Das Gesamtdipolmoment ist die Vektorsumme aller Beiträge. Heben sie sich auf, ist das Molekül kein permanenter Dipol. Bleibt eine resultierende Richtung übrig, ist das Molekül polar.

Vorgehen zur Bestimmung der Molekülpolarität

Zeichne die Lewis-Formel.
Prüfe mit den Elektronegativitäten, welche Bindungen polar sind.
Bestimme die räumliche Molekülform.
Trage die Bindungsdipole gedanklich oder zeichnerisch ein.
Prüfe, ob sich die Dipolpfeile gegenseitig aufheben.

Wasser: polare Bindungen und polares Molekül

Im Wassermolekül sind beide O–H-Bindungen polar. Das Molekül ist gewinkelt. Deshalb zeigen die beiden Bindungsdipole nicht genau gegeneinander und heben sich nicht auf. Wasser besitzt ein permanentes Dipolmoment.

Ergebnis: H₂O besitzt polare Bindungen und ist als ganzes Molekül polar.

Kohlenstoffdioxid: polare Bindungen, aber unpolares Molekül

Jede C=O-Bindung in CO₂ ist polar. Das Molekül ist jedoch linear und symmetrisch. Beide Bindungsdipole sind gleich groß und entgegengesetzt gerichtet. Sie heben sich auf.

Ergebnis: CO₂ besitzt polare Bindungen, ist als ganzes Molekül aber kein permanenter Dipol.

Methan: symmetrische Molekülform

Methan CH₄ ist tetraedrisch aufgebaut. Die vier gleichartigen Bindungen sind symmetrisch im Raum angeordnet. Ihre Dipolbeiträge heben sich auf. Im Schulmodell wird Methan daher als unpolares Molekül behandelt.

Vergleich wichtiger Beispiele

Stoff	Bindungen	Molekülform	Gesamtpolarität
H₂	unpolar	linear	unpolar
HCl	polar	linear	polar
H₂O	polar	gewinkelt	polar
CO₂	polar	linear und symmetrisch	unpolar
CH₄	nahezu unpolar	tetraedrisch und symmetrisch	unpolar
NH₃	polar	trigonal-pyramidal	polar

Folgen der Polarität

Zwischenmolekulare Kräfte

Zwischen Teilchen wirken unterschiedliche Anziehungskräfte:

London-Kräfte wirken zwischen allen Atomen und Molekülen. Bei unpolaren Stoffen sind sie besonders wichtig.
Dipol-Dipol-Kräfte wirken zwischen permanenten Dipolmolekülen.
Wasserstoffbrücken entstehen besonders dann, wenn Wasserstoff an Fluor, Sauerstoff oder Stickstoff gebunden ist und mit einem freien Elektronenpaar eines Nachbarteilchens wechselwirkt.

Stärkere zwischenmolekulare Anziehung kann zu höheren Siede- oder Schmelztemperaturen führen. Dabei müssen jedoch auch Molekülgröße, Form und Polarisierbarkeit berücksichtigt werden.

Löslichkeit: Ähnliches löst sich in Ähnlichem

Als grobe Regel gilt:

Polare Stoffe lösen sich häufig gut in polaren Lösungsmitteln.
Unpolare Stoffe lösen sich häufig gut in unpolaren Lösungsmitteln.
Wasser ist stark polar, Speiseöl besteht überwiegend aus weitgehend unpolaren Molekülen.

Deshalb bilden Wasser und Öl meist getrennte Phasen.

Die Regel ist eine Orientierung und keine Garantie. Löslichkeit hängt auch von Temperatur, Teilchengröße und möglichen Wechselwirkungen ab.

Tenside als Vermittler

Tenside besitzen einen polaren beziehungsweise hydrophilen Teil und einen unpolaren beziehungsweise lipophilen Teil. Dadurch können sie an der Grenze zwischen Wasser und Fett wirken. Waschmittel helfen deshalb, fettigen Schmutz in Wasser zu verteilen und abzutransportieren.

Sicheres Mini-Experiment: Wasser, Öl und Spülmittel

Material: durchsichtiges Schraubglas, Wasser, Speiseöl, Lebensmittelfarbe, ein Tropfen Spülmittel.

Durchführung:

Fülle das Glas etwa zur Hälfte mit Wasser und färbe es leicht.
Gib vorsichtig eine Schicht Speiseöl hinzu.
Verschließe das Glas und beobachte die zwei Phasen.
Schüttle kurz und beobachte, wie sie sich wieder trennen.
Gib einen Tropfen Spülmittel hinzu, schüttle erneut und vergleiche.

Auswertung: Wasser und Öl mischen sich schlecht, weil ihre Teilchen sehr unterschiedliche Wechselwirkungen bevorzugen. Das Tensid stabilisiert kleinere Öltröpfchen vorübergehend in der Wasserphase.

Sicherheit: Verwende nur Lebensmittel und Haushaltsmittel, koste nichts, vermeide Augenkontakt und entsorge kleine Mengen über den Hausmüll beziehungsweise nach Anweisung der Lehrkraft. Verwende niemals Benzin oder andere leicht entzündliche Lösungsmittel.

Häufige Denkfehler

„Jede polare Bindung macht das Molekül zum Dipol.“ Falsch: In symmetrischen Molekülen können sich Bindungsdipole aufheben.
„Unpolar bedeutet ohne Elektronen.“ Falsch: Auch unpolare Bindungen enthalten gemeinsame Elektronen.
„δ+ und δ− sind vollständige Ionenladungen.“ Falsch: Es sind Partialladungen.
„Die Grenzwerte der Elektronegativitätsdifferenz gelten immer exakt.“ Falsch: Es sind Faustregeln.
„Nur polare Moleküle besitzen zwischenmolekulare Kräfte.“ Falsch: London-Kräfte wirken zwischen allen Teilchen.

Interaktive Aufgaben

Quiz: Teste Dein Wissen

Was beschreibt die Elektronegativität? (Die Fähigkeit eines Atoms Bindungselektronen anzuziehen) (!Die Anzahl der Neutronen im Atomkern) (!Die Masse eines einzelnen Elektrons) (!Die Zahl der Moleküle in einem Stoff)

Wie wird die Elektronegativitätsdifferenz berechnet? (Als Betrag der Differenz beider Elektronegativitätswerte) (!Als Summe beider Elektronegativitätswerte) (!Als Produkt beider Elektronegativitätswerte) (!Als Quotient der Atommassen)

Welche Partialladung trägt meist das elektronegativere Atom? (Eine negative Partialladung) (!Eine positive Partialladung) (!Immer eine zweifach positive Ladung) (!Keine Ladungsverteilung)

Welche Bindung ist eindeutig unpolar? (Die Bindung zwischen zwei gleichen Atomen) (!Die Bindung zwischen Wasserstoff und Chlor) (!Die Bindung zwischen Wasserstoff und Fluor) (!Die Bindung zwischen Kohlenstoff und Sauerstoff)

Warum ist die HCl-Bindung polar? (Chlor zieht die Bindungselektronen stärker an) (!Wasserstoff besitzt mehr Elektronenschalen) (!Beide Atome ziehen die Elektronen gleich stark an) (!Die Bindung enthält keine Elektronen)

Warum ist Kohlenstoffdioxid als Molekül unpolar? (Die beiden Bindungsdipole heben sich wegen der linearen Form auf) (!Kohlenstoffdioxid besitzt keine kovalenten Bindungen) (!Sauerstoff ist weniger elektronegativ als Kohlenstoff) (!Das Molekül besteht nur aus gleichen Atomen)

Warum ist Wasser ein Dipolmolekül? (Die polaren Bindungen sind gewinkelt angeordnet und heben sich nicht auf) (!Das Molekül ist linear und vollkommen symmetrisch) (!Die Sauerstoffatome tragen vollständige Ionenladungen) (!Die O-H-Bindungen sind unpolar)

Wofür steht das Symbol δ−? (Für eine negative Partialladung) (!Für ein freies Proton) (!Für eine vollständige zweifache Ionenladung) (!Für die Anzahl der Bindungen)

Welche Aussage passt zur Löslichkeitsregel? (Polare Stoffe lösen sich häufig gut in polaren Lösungsmitteln) (!Jeder Stoff löst sich gleich gut in Wasser) (!Unpolare Stoffe lösen sich nur in Säuren) (!Löslichkeit hängt ausschließlich von der Farbe ab)

Wovon hängt die Polarität eines ganzen Moleküls ab? (Von Bindungspolarität und räumlicher Anordnung) (!Nur von der Zahl der Atome) (!Nur von der molaren Masse) (!Nur vom Aggregatzustand)

Memory

Elektronegativität	Anziehung der Bindungselektronen
Positive Partialladung	δ+
Negative Partialladung	δ−
Wasserstoffmolekül	Unpolare H-H-Bindung
Chlorwasserstoff	Polare H-Cl-Bindung
Wassermolekül	Gewinkelter Dipol
Kohlenstoffdioxid	Linearer Nichtdipol
Dipolmoment	Maß der Ladungstrennung

Drag and Drop

Ordne die richtigen Begriffe zu.	Thema
Unpolare Atombindung	Gleichmäßige Verteilung der Bindungselektronen
Polare Atombindung	Ungleichmäßige Verteilung der Bindungselektronen
Dipolmolekül	Gesamtdipolmoment ist nicht null
Symmetrisches Nichtdipolmolekül	Bindungsdipole heben sich auf
Ionenbindung	Starker ionischer Bindungscharakter

...

Kreuzworträtsel

Elektronegativitaet	Welche Eigenschaft beschreibt die Anziehung von Bindungselektronen?
Partialladung	Wie heißt eine Ladung, die kleiner als eine volle Ionenladung ist?
Dipolmoment	Welche Größe beschreibt die Ladungstrennung in einem Molekül?
Symmetrie	Welche Eigenschaft kann zum Aufheben von Bindungsdipolen führen?
Kohlendioxid	Welches lineare Molekül besitzt polare Bindungen, ist aber insgesamt unpolar?
Wasserstoffbruecke	Welche besondere Anziehung tritt häufig zwischen Wassermolekülen auf?

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Lückentext

Bei einer kovalenten Bindung teilen sich Atome mindestens ein

. Die Fähigkeit eines Atoms, Bindungselektronen anzuziehen, heißt

. Die Differenz zweier Elektronegativitätswerte wird als

berechnet. Das elektronegativere Atom trägt bei einer polaren Bindung meist die Partialladung

. Das weniger elektronegative Atom trägt entsprechend die Partialladung

. Eine Bindung zwischen zwei gleichen Atomen ist ideal

. Die Polarität des ganzen Moleküls hängt zusätzlich von seiner räumlichen

ab. Im linearen Kohlenstoffdioxid heben sich die Bindungsdipole durch die

auf. Beim gewinkelten Wassermolekül bleibt ein permanentes

erhalten. Polare Stoffe lösen sich häufig gut in

Lösungsmitteln. Zwischen allen Molekülen wirken zumindest

. Tenside besitzen einen hydrophilen und einen

Teil.

Offene Aufgaben

Leicht

Molekülkarten: Gestalte Karten zu H₂, HCl, H₂O, CO₂ und CH₄. Markiere polare Bindungen und die Gesamtpolarität.
Dipolpfeile: Zeichne für fünf vorgegebene Bindungen Dipolpfeile und beschrifte δ+ sowie δ−.
Alltagsstoffe: Fotografiere sichere Alltagsbeispiele für Wasser, Öl, Wachs oder Reinigungsmittel und ordne sie begründet als eher polar oder eher unpolar ein.
Erklärbild: Erstelle ein einfaches Bild, das den Unterschied zwischen vollständiger Ionenladung und Partialladung zeigt.

Standard

Wasser-Öl-Versuch: Führe das sichere Mini-Experiment durch, dokumentiere Beobachtung und Auswertung in einem Versuchsprotokoll.
Modellvergleich: Baue Modelle von H₂O und CO₂ und erkläre, warum nur eines der Moleküle ein permanenter Dipol ist.
Erklärvideo: Produziere ein höchstens dreiminütiges Video zur Frage „Warum ist eine polare Bindung nicht automatisch ein Dipolmolekül?“.
Löslichkeitstest: Untersuche unter Aufsicht die Löslichkeit kleiner Mengen von Salz, Zucker, Speiseöl und Wachs in Wasser und Speiseöl. Deute die Ergebnisse mit Wechselwirkungen.

Schwer

Tensid-Projekt: Recherchiere den Aufbau eines Tensids und entwickle ein beschriftetes Modell mit hydrophilem Kopf und lipophilem Rest.
Datenauswertung: Vergleiche Siedetemperaturen ausgewählter Molekülstoffe und prüfe, wie gut Polarität, Molekülgröße und Wasserstoffbrücken die Unterschiede erklären.
Entscheidungsbaum: Entwickle einen Entscheidungsbaum, mit dem Lernende von der Lewis-Formel zur Aussage „Dipol oder Nichtdipol“ gelangen.
Modellkritik: Untersuche Grenzfälle der Elektronegativitätsregel und erkläre, warum feste Grenzwerte nur Näherungen sind.

Lernkontrolle

Strukturvergleich: Erkläre anhand von Strukturzeichnungen, warum H₂O polar und CO₂ unpolar ist, obwohl beide polare Bindungen besitzen.
Transfer auf ein neues Molekül: Beurteile die Polarität eines bisher nicht behandelten Moleküls. Lege Lewis-Formel, Molekülform, Bindungsdipole und Gesamtergebnis offen.
Löslichkeitsprognose: Entscheide begründet, ob ein unbekannter eher polarer Stoff sich wahrscheinlich besser in Wasser oder in Speiseöl löst. Nenne Grenzen Deiner Prognose.
Fehleranalyse: Widerlege die Aussage „Wenn ΔEN größer als 0,4 ist, muss der Stoff immer ein Dipolmolekül sein“ mit einem Gegenbeispiel.
Alltagsanwendung: Erkläre auf Teilchenebene, warum Spülmittel beim Entfernen von Fett hilft.
Versuchsauswertung: Werte ein Beobachtungsprotokoll zu Wasser, Öl und Tensid aus und trenne sicher zwischen Beobachtung, Deutung und Modellannahme.

Lernnachweis

Für einen gelungenen Lernnachweis ist wichtig, dass Du:

die Begriffe Elektronegativität, polare Bindung, unpolare Bindung, Partialladung und Dipolmoment korrekt verwendest.
eine Elektronegativitätsdifferenz berechnest und die Aussagekraft der Faustregel einschätzt.
δ+ und δ− an einer Bindung richtig zuordnest.
Bindungspolarität und Molekülpolarität klar unterscheidest.
die Molekülgeometrie und Symmetrie in Deine Begründung einbeziehst.
mindestens ein Beispiel für einen Dipol und einen Nichtdipol fachlich erklärst.
Löslichkeit oder Stoffeigenschaften mit passenden zwischenmolekularen Kräften verknüpfst.
Grenzen des verwendeten Modells benennst.

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