Erkenne polare Bindungen und Teilladungen in Strukturformeln.
Aufgaben
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Teilladungen entstehen, wenn Bindungspartner unterschiedlich
stark an den Bindungselektronen „ziehen“. Dieser Effekt heißt
Elektronegativität (EN).
Elektronegativität (EN)
Jedes Element hat eine charakteristische Fähigkeit, Elektronen in einer Bindung
anzuziehen. Fluor (EN = 3,98) ist am stärksten, Kohlenstoff
(EN = 2,55) und Wasserstoff (EN = 2,20) liegen im mittleren Bereich.
Sauerstoff (3,44), Stickstoff (3,04) und die Halogene (Cl 3,16; Br 2,96)
sind deutlich elektronegativer als C und H.
Negative Teilladung δ−
Das elektronegativere Atom einer polaren Bindung zieht die Bindungselektronen
stärker zu sich → erhält eine negative Teilladung
δ−. Typische δ−-Träger:
O, N, F, Cl, Br in Bindungen mit C oder H.
Positive Teilladung δ+
Der weniger elektronegative Partner trägt die positive Teilladung
δ+. Bei O−H und N−H ist das der
Wasserstoff — sein Kern liegt fast ungeschirmt vor. Bei C−Cl oder C−Br
ist es das C-Atom.
C−H-Bindungen: praktisch unpolar
Kohlenstoff und Wasserstoff haben ähnliche EN-Werte (Differenz ≈ 0,4).
C−H-Bindungen gelten daher als unpolar — kein δ+
am H, kein δ− am C aus C−H-Bindungen allein.
Polare Moleküle
Atome in polaren Bindungen tragen sowohl δ+ als auch δ−.
Typisch sind: das O und der OH-Wasserstoff in Alkoholen, das N und die NH-Wasserstoffe
in Aminen, sowie das Carbonyl-C und Carbonyl-O in C=O-Gruppen.