Du unterscheidest polare Bindungen und die Polarität des ganzen Moleküls.
Ungleiche Elektronenverteilung
Elektronegativität beschreibt die Anziehung von Bindungselektronen durch ein Atom. In einer polaren Bindung sind sie ungleich verteilt; δ⁻ und δ⁺ kennzeichnen Partialladungen, keine vollständigen Ionenladungen.
Die Geometrie zählt
Ein Molekül ist nicht schon deshalb ein Dipol, weil es polare Bindungen enthält. Die räumliche Anordnung entscheidet, ob sich die Bindungsdipole aufheben. CO₂ hat polare C=O-Bindungen, ist als symmetrisches lineares Molekül aber kein permanenter Dipol.
Zusammenhänge verstehen
Elektronegativität beschreibt die Anziehung von Bindungselektronen. Teilladungen werden mit δ⁺ und δ⁻ bezeichnet; sie sind keine vollständigen Ionenladungen. Zur Dipolprüfung sind sowohl polare Bindungen als auch ihre räumliche Anordnung notwendig. Das unterscheidet Bindungspolarität von Molekülpolarität.
Warum ist CO₂ trotz polarer C=O-Bindungen kein permanentes Dipolmolekül?
Sauerstoff zieht die Bindungselektronen stärker an als Kohlenstoff; beide C=O-Bindungen sind polar.
CO₂ ist linear und symmetrisch. Die beiden Bindungsdipole sind gleich groß und entgegengesetzt gerichtet.
Die Vektoren heben sich auf; es bleibt kein permanenter Gesamtdipol.
Ergebnis: Polare Bindungen allein reichen nicht: Die Molekülgeometrie entscheidet mit.
Typischen Fehler vermeiden
δ⁺ bedeutet nicht, dass das Atom bereits ein frei vorliegendes Kation mit Ladung +1 ist.
Prüfe dein Verständnis
Ist H₂O im üblichen Modell polar oder unpolar?
Lösung und Begründung
polar
Polare O–H-Bindungen und die gewinkelte Form erzeugen einen Gesamtdipol.