Polarität und Wasser

Wasser (18 g/mol) siedet bei 100 °C. Methan (16 g/mol), fast genauso schwer, siedet bei etwa −161.5 °C.

Reib einen Plastikkamm an deinen Haaren und halte ihn neben einen dünnen Wasserstrahl aus dem Hahn. Der Strahl biegt sich zum Kamm hin. Versuch dasselbe mit einem Strahl Speiseöl, und es passiert kaum etwas. Wassermoleküle haben ein positives und ein negatives Ende, und der geladene Kamm zieht an ihnen. Diese ungleich verteilte Ladung heißt Polarität, und sie erklärt vieles daran, warum sich Wasser so anders verhält als andere kleine Moleküle.

Polare Bindungen

In einer Atombindung zwischen zwei verschiedenen Atomen zieht das elektronegativere Atom das gemeinsame Paar näher zu sich. Die Elektronegativität von Sauerstoff beträgt 3.44 und die von Wasserstoff 2.20, also halten sich die Elektronen in jeder O-H-Bindung mehr in der Nähe des Sauerstoffs auf. Sauerstoff trägt eine kleine negative Ladung, geschrieben δ−, und jedes Wasserstoffatom eine kleine positive Ladung, δ+. Die Bindung ist polar. Bindungen zwischen gleichen Atomen, wie in H₂, O₂ oder Cl₂, haben einen Unterschied von null und sind unpolar. Eine C-H-Bindung mit einem Unterschied von 0.35 gilt meist als fast unpolar.

Die Form entscheidet, ob ein Molekül polar ist

Ein Molekül kann polare Bindungen haben und trotzdem insgesamt unpolar sein. Kohlenstoffdioxid hat zwei stark polare C=O-Bindungen, aber das Molekül ist eine gerade Linie. Die beiden Zugkräfte zeigen also genau in entgegengesetzte Richtungen und heben sich auf, wie zwei gleich starke Mannschaften beim Tauziehen. Auch die vier leicht polaren Bindungen im Methan zeigen zu den Ecken eines Tetraeders und heben sich auf. Wasser ist gewinkelt. Seine beiden O-H-Zugkräfte zeigen beide teilweise zum Sauerstoff und heben sich nicht auf, also hat das ganze Molekül eine negative Seite am Sauerstoff und eine positive Seite zwischen den Wasserstoffatomen. Das pyramidenförmige Ammoniak ist aus demselben Grund polar.

Wasserstoffbrücken

Das δ+-Wasserstoffatom eines Wassermoleküls wird von einem freien Elektronenpaar am Sauerstoff eines Nachbarn angezogen. Diese Anziehung zwischen Molekülen heißt Wasserstoffbrückenbindung. Sie ist viel schwächer als die O-H-Atombindung im Molekül, aber jedes Wassermolekül kann mehrere bilden, und zusammen halten sie flüssiges Wasser fest zusammen. Um Wasser zum Sieden zu bringen, muss man dieses Netz aufbrechen. Deshalb siedet Wasser bei 100 °C, während Methan mit fast derselben Masse, aber unpolar, bei etwa −161.5 °C siedet.

Wasserstoffbrücken erklären auch, warum Eis schwimmt. Wenn Wasser gefriert, rastet jedes Molekül in vier Wasserstoffbrücken ein, die in die Tetraederrichtungen des Sauerstoffs zeigen. So entsteht ein offenes Gerüst mit Lücken. Eis hat deshalb eine geringere Dichte als flüssiges Wasser, etwa 0.92 g/cm³ gegenüber etwa 1.00 g/cm³. Seen frieren von oben nach unten zu, und die Eisschicht isoliert das Wasser darunter.

Die Polarität entscheidet auch, was sich worin löst. Das polare Wasser löst Salz und Zucker, deren Ionen und polare Gruppen von Wassermolekülen angezogen werden. Öl besteht aus langen Ketten aus Kohlenstoff und Wasserstoff, die fast unpolar sind. Die Wassermoleküle haften deshalb lieber aneinander als am Öl, und beide trennen sich. Chemiker fassen das so zusammen: „Gleiches löst sich in Gleichem.“

Unterschiede in der Elektronegativität ergeben eine grobe Leiter von einer Bindungsart zur nächsten. Ein Unterschied von null, wie bei Cl-Cl, ist eine reine Atombindung. Kleine Unterschiede, wie die 0.35 bei C-H, sind fast unpolar. Mittlere Unterschiede, etwa 1.24 bei O-H, ergeben polare Atombindungen. Ab etwa 2, wie mit 2.23 bei Na-Cl, wechselt das Elektron praktisch den Besitzer, und die Bindung heißt Ionenbindung. Bindungen gleiten auf dieser Leiter, statt zwischen Schubladen zu springen, deshalb sind Bezeichnungen nahe den Grenzen zum Teil Vereinbarungssache.