Molekülpolarität

Molekülpolarität bezeichnet die Eigenschaft eines Moleküls, eine ungleiche Verteilung von Elektronen zu besitzen, die zu einem permanenten Dipolmoment führt. Verantwortlich dafür sind Unterschiede in der Elektronegativität der Atome, die zu polarisierten Bindungen führen. Ob ein Molekül insgesamt polar ist, hängt jedoch auch von seiner dreidimensionalen Struktur ab. Selbst wenn einzelne Bindungen polar sind, kann die Anordnung der Dipole zu einer Symmetrie führen, bei der das Dipolmoment verschwindet (Beispiele: Kohlendioxid CO2, Ethin C2H2, Methan CH4).

Das Dipolmoment μ dient als Maß für die Polarität eines Moleküls. Es wird in Debye angegeben und ergibt sich grob aus μ ≈ δq · d, wobei δq partielle Teilladungen und d der Abstand der Ladungsschwerpunkte ist. Die Orientierung von Molekülen in elektrischen Feldern und die Messung des Dielektrizitätswertes liefern weitere Informationen über die Polarität.

Beispiele für polar und unpolar aufgebaute Moleküle: Wasser H2O ist polar wegen des gewinkelten Molekülaufbaus und den beiden polaren O–H-Bindungen; Ammoniak NH3 ist polar; Sauerstoff O2 und Stickstoff N2 sind unpolar; Kohlendioxid CO2 hat polar-bindige Bindungen, ist aber aufgrund der linearen Geometrie insgesamt unpolar.

Auswirkungen der Molekülpolarität umfassen Löslichkeit (polare Moleküle lösen sich in polaren Lösungsmitteln wie Wasser), Siedepunkt, Dielektrizitätskonstante und intermolekulare Wechselwirkungen wie Wasserstoffbrücken. In Biologie und Umweltchemie beeinflusst Polarität die Verteilung von Substanzen in wässrigen Systemen und ihre Reaktivität. Methoden zur Bestimmung umfassen Spektroskopie zur Bestimmung des Dipolmoments und Messung der Dielektrizitätskonstante.