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Die Polarität von Molekülen zu verstehen und vorhersagen zu können, welche Moleküle polar sind und welche nicht, ist eine der grundlegenden Fähigkeiten, die ein Chemiestudent entwickeln sollte. Die Vorhersage der Polarität ermöglicht es uns, physikalische Eigenschaften wie Schmelz- und Siedepunkte sowie die Löslichkeit einer Chemikalie in einer anderen zu verstehen.
Die Polarität von Molekülen hat damit zu tun, wie elektrische Ladungen in ihrer Struktur verteilt sind. Ein Molekül ist polar, wenn es ein Netto-Dipolmoment hat, was bedeutet, dass ein Teil des Moleküls eine höhere Dichte an negativen elektrischen Ladungen hat, während ein anderer Teil des Moleküls eine höhere Dichte an positiven Ladungen hat, was zu einem Dipol führt. Das ist genau das, was das Molekül polar macht.
Einfach ausgedrückt ist ein Molekül polar, wenn es polare Bindungen hat (die ein Dipolmoment haben) und wenn sich die Dipolmomente dieser Bindungen nicht gegenseitig aufheben. Andererseits ist ein Molekül unpolar oder unpolar, wenn es keine polaren Bindungen hat oder wenn, aber seine Dipolmomente sich aufheben.
polare und unpolare Bindungen
Damit ein Molekül polar ist, muss es polare Bindungen haben, eine Art kovalente Bindung, die sich zwischen Elementen bildet, die eine Elektronegativitätsdifferenz zwischen 0,4 und 1,7 aufweisen.
Die folgende Tabelle veranschaulicht die verschiedenen Arten von Bindungen, die zwischen zwei Atomen basierend auf ihren Elektronegativitäten gebildet werden können:
| Linktyp | Elektronegativitätsunterschied | Beispiel |
| Ionenverbindung | >1.7 | NaCl; LiF |
| polare Bindung | Zwischen 0,4 und 1,7 | OH; HF; NH |
| unpolare kovalente Bindung | <0,4 | CH; IC |
| reine oder unpolare kovalente Bindung | HH; Oh; FF |
Einige Beispiele für polare Bindungen
CO-Link
CN-Link
C=O-Bindung
Polarität und molekulare Geometrie
Es sollte beachtet werden, dass die bloße Tatsache, polare Bindungen zu haben, nicht sicherstellt, dass ein Molekül polar ist, da dazu das Molekül als Ganzes ein Netto-Dipolmoment haben muss. Aus diesem Grund muss bei der Analyse eines Moleküls, ob es polar ist oder nicht, die Molekülgeometrie berücksichtigt werden, die nichts anderes ist als die Art und Weise, wie alle Atome, aus denen das Molekül besteht, im Raum ausgerichtet sind.
Angewandtes Beispiel: das Wassermolekül
Das Wassermolekül ist vielleicht das bekannteste polare Molekül, aber warum ist es polar? Erstens hat das Wassermolekül zwei kovalente OH-Bindungen, die polare Bindungen sind (d. h. sie haben ein Dipolmoment).
Aber auch andere Moleküle wie Kohlendioxid haben zwei polare Bindungen, sind aber unpolar. Dies führt zur zweiten Ursache hinter der Polarität des Wassermoleküls: Es hat eine Winkelgeometrie.
Die Tatsache, dass die beiden Bindungen im Wassermolekül nicht wie bei einem linearen Molekül ausgerichtet sind, sondern in einem Winkel, sorgt dafür, dass sich ihre Dipolmomente nicht gegenseitig aufheben können.
Die folgende Abbildung zeigt die Geometrie des Wassermoleküls und wie die Vektorsumme der Dipolmomente durchgeführt wird, um zu bestimmen, ob ein Netto-Dipolmoment vorhanden ist oder nicht.
Das Ergebnis der Summe der Dipolmomente ergibt ein Netto-Dipolmoment, das durch die Mitte des Moleküls verläuft und in Richtung Sauerstoff zeigt, dem elektronegativsten vorhandenen Element.
Beispiele für polare Moleküle
Es gibt eine Vielzahl von Verbindungen, die von polaren Molekülen gebildet werden. Hier ist eine kurze Liste von einigen von ihnen:
| Molekül | Formel | polare Bindungen |
| Ethylacetat | CH 3 COOCH 2 CH 3 | CO; C=O |
| Aceton | (CH3 ) 2C = O | C=O |
| Acetonitril | CH3CN _ _ | CN |
| Essigsäure | CH3COOH _ _ | CO; C=O und OH |
| Wasser | H2O _ _ | Oh |
| Ammoniak | NH3 _ | NH |
| Dimethylformamid | (CH 3 ) 2 NCHO | C=O; CN |
| Dimethylsulfoxid | ( CH3 ) 2SO _ | Y=O |
| Schwefeldioxid | SO2 _ | Y=O |
| Äthanol | CH3CH2 – OH _ _ | CO; Oh |
| Phenol | C6H5 – OH _ _ | CO; Oh |
| Isopropanol | (CH3) 2CH -OH | CO; Oh |
| Methanol | CH3 – OH | CO; Oh |
| Methylamin | CH3NH2 _ _ _ | CN; NH |
| n-Propanol | CH3CH2CH2 – OH _ _ _ _ | CO; Oh |
| Schwefelwasserstoff | H 2 S | Sch |
Beispiele für unpolare oder unpolare Moleküle
So wie es viele polare Moleküle gibt, gibt es auch viele unpolare. Zunächst einmal sind die Moleküle mit den reinsten (am wenigsten polaren) kovalenten Bindungen die homonuklearen zweiatomigen Elemente:
| Molekül | Formel |
| molekulares Brom | br 2 |
| molekulares Chlor | Kl. 2 |
| molekulares Fluor | F2 _ |
| molekularer Wasserstoff | h2 _ |
| molekularer Stickstoff | # 2 |
| molekularer Sauerstoff | oder 2 |
| Molekulares Jod | ich 2 |
Zusätzlich zu diesen Arten sind hier einige Beispiele für andere komplexere Moleküle, die noch unpolar oder unpolar sind:
| Molekül | Formel |
| Acetylen | C2H2 _ _ _ |
| Benzol | C6H6 _ _ _ |
| Cyclohexan | C 6 H 12 |
| dimethylether | ( CH3 ) 2O _ |
| Kohlendioxid | CO2 _ |
| Ethan | C2H6 _ _ _ |
| Ethylether | (CH 3 CH 2 ) 2 O |
| Ethylen | C2H4 _ _ _ |
| Hexan | C 6 H 14 |
| Methan | CH4 _ |
| Tetrachlorkohlenstoff | IHK 4 |
| Toluol | C 6 H 5 CH 3 |
| Xylol | C6H4 ( CH3 ) 2 _ _ _ |
Andere apolare Spezies schließlich entsprechen den Edelgasen (Helium, Neon, Argon, Krypton und Xenon), obwohl es sich um einatomige Elemente und nicht um Moleküle handelt. Da sie keine Bindungen haben, können sie nicht polar sein, also sind sie völlig unpolar.
Verweise
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Chang, R., & Goldsby, KA (2012). Chemie, 11. Auflage (11. Aufl.). New York City, New York: McGraw-Hill-Bildung.
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Smith, MB, & March, J. (2001). March’s Advanced Organic Chemistry: Reaktionen, Mechanismen und Strukturen, 5. Auflage (5. Aufl.). Hoboken, NJ: Wiley-Interscience.
