1 · Warum besitzt CO₂ trotz polarer Bindungen keinen permanenten Dipol?
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Die lineare, symmetrische Anordnung lässt die gleich großen Bindungsdipole einander aufheben.
Chemie · Grundlagen · Sekundarstufe I
Dipolmoleküle und zwischenmolekulare Kräfte
Warum verdampft Wasser nicht so leicht wie viele andere kleine Moleküle? Prüfe zuerst die Ladungsverteilung eines Moleküls und erkenne dann die Anziehungskräfte zwischen verschiedenen Molekülen.
Zwei Ebenen unterscheiden
Im Molekül ↔ zwischen Molekülen
Atombindungen verbinden Atome.
Zwischenmolekulare Kräfte beeinflussen unter anderem Sieden und Löslichkeit.
Wann ist ein Molekül ein permanenter Dipol?
In einer polaren Bindung sind die Elektronen ungleich verteilt. Doch ein ganzes Molekül besitzt erst dann ein permanentes Dipolmoment, wenn die Schwerpunkte seiner positiven und negativen Ladung nicht zusammenfallen. Es bleibt insgesamt neutral; seine Ladung ist nur räumlich unsymmetrisch verteilt.
Für die Entscheidung brauchst du deshalb zwei Informationen: Welche Bindungen sind polar, und wie sind sie im Raum angeordnet? Bindungsdipole sind gerichtete Beiträge. Gleich große Beiträge können sich bei passender Symmetrie aufheben.
„Das Molekül enthält Sauerstoff“ genügt nicht als Dipolbegründung. Ebenso wenig genügt eine große Elektronegativitätsdifferenz einer einzelnen Bindung. Die gesamte Molekülgestalt muss berücksichtigt werden.
Vergleichen und entdecken
Die zwei gleichartigen polaren C=O-Bindungen liegen auf einer Geraden. Ihre Dipolbeiträge sind gleich groß und entgegengesetzt. CO₂ besitzt deshalb kein permanentes molekulares Dipolmoment.
Wasser und Kohlenstoffdioxid vergleichen
1. Bindungspolarität prüfen: Sauerstoff ist elektronegativer als Wasserstoff und Kohlenstoff. Die O–H-Bindungen in Wasser und die C=O-Bindungen in CO₂ sind deshalb polar; die Elektronendichte ist jeweils zur O-Seite verschoben.
2. Gestalt bestimmen: CO₂ ist linear. Wasser besitzt am Sauerstoff zwei Bindungen und zwei freie Elektronenpaare und ist gewinkelt. Seine H–O–H-Bindungen bilden etwa 104,5°.
3. Beiträge zusammenfassen: Bei CO₂ zeigen zwei gleich große Beiträge genau entgegengesetzt und heben sich auf. Beim gewinkelten Wasser tun sie das nicht. Wasser besitzt daher ein permanentes Dipolmoment, CO₂ nicht.
4. Aussage begrenzen: Kein permanenter Dipol bedeutet nicht, dass ein Teilchen überhaupt keine Wechselwirkungen zeigt. Auch zwischen CO₂-Molekülen wirken Anziehungen, insbesondere London-Kräfte; weitere Beiträge sind möglich.
London-Kräfte wirken bei allen Atomen und Molekülen
Elektronenverteilungen sind nicht starr. Momentane Schwankungen können eine vorübergehende unsymmetrische Ladungsverteilung erzeugen. Diese beeinflusst die Elektronenverteilung eines Nachbarteilchens. Aus den miteinander verknüpften Schwankungen ergibt sich eine anziehende Wechselwirkung: die London-Dispersionskraft.
London-Kräfte wirken auch zwischen unpolaren Molekülen und Edelgasatomen. Sie verschwinden bei polaren Molekülen nicht, sondern kommen dort ebenfalls vor. Deshalb ist „unpolar bedeutet keine Anziehung“ falsch.
Die Stärke hängt unter anderem davon ab, wie leicht sich die Elektronenwolke verformen lässt. Größere, gut polarisierbare Teilchen zeigen häufig stärkere Dispersionswechselwirkungen. Auch die Kontaktfläche und Molekülform spielen eine Rolle. Eine längliche Form kann einen anderen Kontakt ermöglichen als eine kompakte, stark verzweigte Form.
Dipol-Dipol-Wechselwirkungen
Permanente Dipole können sich so anordnen, dass die positive Seite eines Moleküls der negativen Seite eines anderen nahekommt. Diese günstige Orientierung führt zu zusätzlicher Anziehung. Andere Orientierungen können ungünstiger sein; Wärmebewegung verändert die Anordnung ständig.
In einer Flüssigkeit stehen die Moleküle deshalb nicht wie starre kleine Magnete in einem perfekt geordneten Raster. Die Darstellung erklärt ein Wechselwirkungsprinzip, keine dauerhaft fixierte Struktur. London-Kräfte wirken zusätzlich.
Aus dem Wort „polar“ allein folgt keine genaue Siedetemperatur. Größe, Form, Polarisierbarkeit und mögliche Wasserstoffbrücken müssen ebenfalls berücksichtigt werden. Vergleiche möglichst ähnliche Moleküle, wenn du den Einfluss einer einzelnen Kraftart herausarbeiten möchtest.
Wasserstoffbrücken erkennen
Für die typischen Schulbeispiele benötigt eine Wasserstoffbrücke ein H-Atom, das direkt an N, O oder F gebunden ist, und einen geeigneten Partner mit einem freien Elektronenpaar, meist ebenfalls N, O oder F. Man unterscheidet den Donor mit der N–H-, O–H- oder F–H-Bindung und den Akzeptor mit dem freien Paar.
Bei Wasser kann ein O–H-Bereich eines Moleküls mit dem O eines anderen Moleküls wechselwirken. Die gestrichelte Linie H···O kennzeichnet diese Wasserstoffbrücke. Die gewöhnliche O–H-Bindung innerhalb des Wassermoleküls wird weiterhin durchgezogen gezeichnet.
Ein Molekül mit Sauerstoff, aber ohne O–H- oder N–H-Gruppe kann gegebenenfalls als Akzeptor wirken, ohne selbst einen passenden Donor zu besitzen. Die Aussage „Jeder Stoff mit O bildet untereinander Wasserstoffbrücken“ ist daher zu pauschal.
Wasserstoffbrücken sind gerichtet und oft stärker als einzelne vergleichbare Dipolkontakte. Daraus folgt aber keine universelle Rangliste für ganze Stoffe: Viele Dispersionskontakte eines großen Moleküls können zusammen erheblich sein.
Was beim Sieden und Mischen passiert
Beim Verdampfen von Wasser werden Moleküle räumlich voneinander getrennt. Dafür müssen zwischenmolekulare Anziehungen überwunden werden. Die O–H-Atombindungen im Molekül bleiben beim gewöhnlichen Sieden erhalten: Wasserdampf besteht weiterhin aus H₂O, nicht aus Wasserstoff und Sauerstoff.
Stärkere zwischenmolekulare Anziehung führt bei vergleichbaren Stoffen häufig zu höherer Siedetemperatur. Vergleiche dabei denselben Außendruck, denn auch er beeinflusst das Sieden. Die ausgedehnten Wasserstoffbrücken zwischen Wassermolekülen erklären einen wichtigen Teil seiner besonderen Eigenschaften.
Beim Lösen oder Mischen werden alte Kontakte durch neue ersetzt. „Ähnliches löst sich in Ähnlichem“ ist eine Orientierung, keine Garantie. Entscheidend ist unter anderem, ob günstige Kontakte zwischen den verschiedenen Teilchen entstehen können; außerdem spielt die Entropie eine Rolle.
Unterrichtsimpuls: Welche Bindung wird gelöst?
Zeige die beiden Wassermoleküle mit der gestrichelten Verbindung. Frage: „Welche Verbindung muss beim Verdampfen überwunden werden – und welche bleibt bestehen?“ Lass danach CO₂ auswählen und erklären, weshalb trotz fehlendem permanentem Dipol Anziehung möglich ist.
Sechs Aufgaben zum Selbstcheck
Erst selbst lösen, dann die Lösung öffnen.
2 · Warum heben sich die Bindungsdipole in Wasser nicht auf?
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Weil das Molekül gewinkelt ist. Die Beiträge zur Sauerstoffseite addieren sich.
3 · Wirken London-Kräfte nur zwischen unpolaren Teilchen?
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Nein. Sie wirken zwischen allen Atomen und Molekülen, auch zusätzlich bei polaren Molekülen.
4 · Was unterscheidet eine O–H-Bindung von einer Wasserstoffbrücke H···O?
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Die O–H-Atombindung liegt innerhalb des hier gezeigten Moleküls. H···O verbindet als Wechselwirkung zwei Moleküle.
5 · Zerfällt Wasser beim gewöhnlichen Sieden in H₂ und O₂?
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Nein. Die Moleküle werden getrennt, die H₂O-Moleküle bleiben erhalten.
6 · Genügt ein O-Atom, damit gleiche Moleküle untereinander Wasserstoffbrücken bilden?
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Nein. Neben einem geeigneten Akzeptor muss ein geeigneter Donor vorhanden sein, im Schulmodell meist eine O–H-, N–H- oder F–H-Gruppe.
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