Die chemische Bindung
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Die chemische Bindung
17 Die chemische Bindung Wenn Atome chemische Verbindungen eingehen, dann ändern sich ihre chemischen und physikalischen Eigenschaften. Man unterscheidet verschiedene Bindungsarten: In Molekülen liegt eine Atombindung vor, Salze werden durch die Ionenbindung zusammengehalten und Metalle sind im festen Zustand durch die Metallbindung charakterisiert Die Oktettregel Als Oktett wird eine Elektronenkonfiguration bezeichnet, in der die äußere Elektronenschale eines Atoms mit 8 Elektronen besetzt ist. Edelgase besitzen diese s2 p6 -Konfiguration (siehe Kap. Atombau). Die so genannte Edelgaskonfiguration ist energetisch besonders günstig. Die Oktettregel besagt, dass Atome sehr gerne Verbindungen eingehen (also Elektronen abgeben oder aufnehmen), um die stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen. Bsp: Die Metallbindung Metalle zeichnen sich durch hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit aus. Ihre Atome ordnen sich in „Metallgittern“ an; die Atom“rümpfe“ nehmen einen festen Platz ein. Valenzelektronen bewegen sich frei zwischen den Atomrümpfen; sie werden deswegen auch "Elektronengas" genannt. http://www2.chemie.unierlangen.de/projects/vsc/chemiemedizinerneu/bindung/metallbindung.html 18 Die Ionenbindung Wenn Atome Elektronen aufnehmen oder abgeben, entstehen Ionen. Kationen sind Ionen mit positiver Ladung, sie haben also Außenelektronen abgegeben. Anionen nehmen im Gegenzug Elektronen in ihre äußerste Schale auf und sind negativ geladen. Die Kernladungszahl ändert sich jedoch nicht. Kationen: Anionen: Nicht jedes Atom hat die selbe Neigung zur Bildung von Ionen. Elemente mit hohen Elektronegativitäten ziehen Elektronen stark an, sie bilden also bevorzugt Anionen. Elemente mit niedrigen Elektronegativitätswerten dagegen bilden Kationen. Ionisierungsenergie Die Ionisierungsenergie ist die Energie, die benötigt wird um ein Elektron eines Atoms oder Ions abzuspalten. Die Ionisierungsenergie steigt, je mehr Elektronen schon abgespalten sind. Sie steigt rapide an, wenn eine neue Schale angebrochen werden soll. Atomgröße: Elemente mit großem Atomradius (im unteren Teil des Periodensystems) haben eher kleine Ionisierungsenergien, Elektronen können leicht(er) abgespalten werden. Kleine Atome haben eher große Ionisierungsenergien. Elektronenkonfiguration: Bei den Edelgasen lassen sich die Elektronen nur schwer entfernen. Es muss sehr viel Energie aufgewendet werden. Die Alkalimetalle können ihr einzelnes Außenelektron leicht abgegeben, die aufgewendete Ionisierungsenergie dafür ist relativ gering Ionisierungsenergien: in eV Elemente mit der höchsten Ionisierungsenergie Stellung Name 1. 2. 3. 1 Helium 24,587 54,416 - 2 Neon 21,564 40,962 63,449 3 Fluor 17,422 34,968 62,707 19 Die Elektronegativität der Atome Die von Linus Pauling im Jahr 1932 eingeführte Maßzahl der Elektronegativität (EN) gibt an, wie gerne ein Atom (Bindungs)-Elektronen an sich zieht. Die EN nimmt im Periodensystem tendenziell von links unten nach rechts oben zu. Das Fluor-Atom sind am elektronegativsten, die Atome der Alkalimetalle sind am wenigsten elektronegativ (sie sind elektropositiv). Atomsorte EN nach Allrod/Rochow EN nach Pauling Fluor 4,10 3,98 Sauerstoff 3,50 3,44 Stickstoff 3,07 3,04 Chlor 2,83 3,16 Brom 2,74 2,96 Kohlenstoff 2,50 2,55 Wasserstoff 2,18 2,20 Francium, Cäsium 0,86 0,70 Kalium 0,91 0,82 Natrium 1,01 0,93 http://mypse.sourceforge.net/en.htm Beträgt die Differenz der EN (EN) zwischen zwei Atomen mehr als 1,7 (hohe Elektronegativitätsdifferenz), bildet sie eine Ionenbindung, dann geben die elektropositiven Atome ihre Außenelektronen an die elektronegativeren Atome ab. Es entsteht ein Salz. Dies findet in der Regel zwischen einem Metall und einem Nichtmetall statt. Bei kleineren EN-Differenzen (EN) benutzen nichtmetallische Bindungspartner gemeinsam das bindende Elektronenpaar (Elektronenpaarbindung). Beispiel: NaCl Na: 0.93 Cl: 3.16 Differenz: 2.23 Ionenbindung CH4 C: 2.55 H: 2.20 Differenz: 0.35 kovalente Bindung 20 Der Ionenradius Die Atome ändern bei Elektronenabgabe bzw. -aufnahme ihre Radien, so dass man zwischen Atom- und Ionenradien unterscheiden muss. Wenn ein Atom durch Elektronenabgabe ein Kation bildet, so verringert sich sein Radius. Bei Aufnahme eines Elektrons (Anionenbildung) wird der Radius größer, da durch die zusätzliche negative Ladung die Schale aufgeweitet wird. Atom- (blau) und Ionenradien (grün) einiger ausgewählter Elemente Das Ionengitter Salze sind Feststoffe, die aus Ionen bestehen. Sie haben sehr hohe Schmelzpunkte und bilden Ionenkristalle. Ionen unterschiedlicher Ladung ziehen sich durch elektrostatische Kräfte gegenseitig an. Diese Kräfte sind nicht gerichtet, d.h. sie wirken nach allen Seiten hin gleich.. Dadurch bauen sich Ionengitter auf, in denen die Ionen in regelmäßiger Reihenfolge angeordnet sind. Im Beispiel des NaCl (siehe Bild) ist jedes Ion oktaedrisch von sechs entgegengesetzt geladenen Ionen umgeben. 21 Unter Beachtung der Ionenradien hat man sich obiges NaCl-Kristallgitter also eher so vorzustellen: Chemische Formeln von Salzen http://www.gym1.at/chemie/pdf7kl/fol5form.pdf Der Lösungsvorgang Beim Lösen eines Salzes wird der Kristallverband aufgebrochen. Wassermoleküle lagern sich an die Ionen an, die Ionen werden hydratisiert. Die Abbildung zeigt das Anlösen eines KochsalzKristalls. Die Wassermoleküle werden durch elektrostatische Kräfte angezogen, wobei sich die Moleküle mit dem negativ polarisierten Sauerstoff an die positiv geladenen Natriumionen anlagern, oder mit ihrer positiv polarisierten Seite an die negativ geladenen Chloridionen. Hydratation von Ionen Beim Lösungsvorgang werden die Ionen hydratisiert, sie erhalten eine Hülle aus Wassermolekülen. Die Wasser-Moleküle (bei Natrium- und Chloridionen sind es je 6 Moleküle) sind sehr fest an die Ionen gebunden. In Lösungen existieren keine "nackten" Ionen. In Reaktionsgleichungen erhalten hydratisierte Ionen oft das Suffix "aq": NaCl Na +aq + Cl– aq 22 Lösungswärme Zum Aufbrechen der Ionenbindungen im Kristall wird beim Lösungsprozess Energie benötigt. Man bezeichnet diese Energie als Gitterenergie. Bei der Hydratation der nun isolierten Ionen durch das Lösungsmittel wird Energie frei: die Hydratationsenergie. Die Differenz aus beiden ergibt die Lösungswärme: Lösungswärme = Hydratationsenergie – Gitterenergie Ist die Hydratationsenergie größer als die Gitterenergie, wird beim Lösen Energie frei, das Gemisch erwärmt sich. Im umgekehrten Fall kommt es zu einer Abkühlung. Muss zum Lösen viel Energie aufgewendet werden, beispielsweise bei Kaliumnitrat (KNO 3 ) und Ammoniumnitrat (NH 4NO 3), steigt die Löslichkeit mit der Temperatur stark an. Salze mit kleinen Lösungswärmen, wie z.B. Kochsalz (NaCl), zeigen nur eine geringe Temperaturabhängigkeit der Löslichkeit. Salz Lösungswärme Ammoniumnitrat NH4NO 3 25,7 kJ/mol Kaliumnitrat KNO3 34,9 kJ/mol Ammoniumchlorid NH4 Cl 14,6 kJ/mol Kochsalz NaCl 3,8 kJ/mol Fällungsreaktionen Viele Salze sind in Wasser nur sehr wenig löslich. Hierzu zählen unter anderem die Silberhalogenide (AgCl, AgBr, AgI) und Bariumsulfat (BaSO 4). Werden zwei Lösungen, die jeweils eines der beteiligten Ionen enthalten, zusammengegeben, entsteht die schwer lösliche Verbindung in Form eines Niederschlags: KochsalzLösung Na+aq + Cl –aq SilbernitratLösung + Ag+aq + NO3– aq NatriumnitratLösung Na+aq + NO3 – aq SilberchloridNiederschlag + AgCl 23 Fällungsreaktionen sind oft charakteristisch für bestimmte Ionen. Daher dienen sie als wichtige Nachweisreaktionen, insbesondere wenn gefärbte Niederschläge entstehen. Da die Bildung eines Niederschlags leicht zu beobachten ist, sind diese Nachweise auch mit kleinen Substanzmengen möglich. Der Niederschlag kann abfiltriert und gewogen werden. Somit sind auch quantitative Analysen möglich ("Gravimetrie"). Hier wird die Fällung von Bleichromat dargestellt. Zu einer Kaliumchromat-Lösung wird Bleiacetet-Lösung gegeben. Sofort bildet sich ein hellgelber Niederschlag von Bleichromat, der sich langsam absetzt. Das Sedimentieren des Niederschlags ist im Video beschleunigt dargestellt. Pb2+ aq + CrO4 2– aq PbCrO 4 Das Löslichkeitsprodukt Auch schwerlösliche Salze lösen sich zu einem kleinen Teil in Wasser. Es liegt dann eine gesättigte Lösung vor, wobei sich zwischen dem Bodenkörper (dem ungelösten Salz) und der Lösung ein Gleichgewicht einstellt. Es werden ständig Ionen gelöst bzw. ausgeschieden, die Konzentrationen der gelösten Ionen bleiben aber konstant. Die Löslichkeit eine Salzes wird durch das Löslichkeitsprodukt angegeben. Je kleiner das Löslichkeitsprodukt ist, desto schwerer löslich ist das Salz. BaSO 4 Ba 2+aq + SO4 2– aq Löslichkeitsprodukt Lp: Lp = [Ba2+] · [SO 42– ] = 16·10–10 mol2/l 2 Aus dem Löslichkeitsprodukt kann nun die Löslichkeit berechnet werden. Da es sich um eine 1:1-Verbindung handelt, sind die Konzentrationen von [Ba2+] und [SO4 2– ] gleich groß: [Ba 2+] = [SO42– ] = Lp = 4·10–5 mol/l Die Einheit des Löslichkeitsproduktes hängt von der Zahl der Ionen pro Formeleinheit ab. Dazu einige Beispiele: BaSO4 Lp = [Ba2+ ] · [SO4 2– ] = 1,6·10–9 mol 2 /l2 AgCl Lp = [Ag+] · [Cl–] = 1,7·10–10 mol 2/l2 CaF2 Lp = [Ca 2+] · [F –]2 = 1,7·10–10 mol 3/l3 Fe(OH)3 Lp = [Fe3+] · [OH –]3 = 5,0·10–38 mol 4/l4 24 Die Atombindung (kovalente Bindung) Wenn Atome mit geringer Elektronegativitätsdifferenz eine Bindung eingehen, bilden sie (aufgrund der ähnlich starken Anziehungskräfte auf die Elektronen) ein gemeinsames Elektronenpaar . Eine Bindung, die durch ein solches gemeinsames Elektronenpaar charakterisiert ist, wird Atombindung oder kovalente Bindung genannt. Die Anziehungskräfte der beteiligten Atome einer Atombindung sind aufgrund ihres gemeinsamen Elektronenpaares zueinander gerichtet. Valenzelektronen, die nicht für bindende Elektronenpaare gebraucht werden, bilden freie Elektronenpaare. Die Atome folgen der Oktettregel, d.h. sie füllen ihre Valenzschale mit 8 Elektronen. Wasserstoff H2 Fluorwasserstoff HF Wasser H2O In der obigen Tabelle sind die Moleküle in zwei verschiedenen Schreibweisen dargestellt. In der ersten wird das gemeinsame Elektronenpaar mit zwei Punkten dargestellt, die die Elektronen charakterisieren sollen (H:H). Häufiger wird jedoch die Strichschreibweise verwendet, in der ein Elektronenpaar als Strich dargestellt wird (H–H). Gemeinsame (bindende) Elektronenpaare stehen immer zwischen den Elementsymbolen, während freie Elektronenpaare um das entsprechende Elementsymbol angeordnet werden. Moleküle Atome, zwischen denen kovalente Bindungen vorliegen, bilden Moleküle. Dabei können die Atome gleichartig oder verschieden sein. So liegt zum Beispiel Stickstoff in der Luft nie atomar vor, sondern immer als Molekül. N2 Die Molekülmasse berechnet sich durch einfache Addition der Atommassen der beteiligten Bindungspartner. Bsp: Molekül Atommassen [g/mol] Molekülmasse [g/mol] HCl H = 1,00 Cl = 35,45 1,00 + 35,45 = 36,45 CH4 H = 1,00 C = 12,01 12,01 + (4 · 1,00) = 16,01 H2 SO4 H = 1,00 S = 32,07 O = 16,00 (2 · 1,00) + 32,07 + (4 · 16,00) = 98,07 25 Bindigkeit (Wertigkeit) Wie viele kovalente Bindungen ein Atom eingehen kann, hängt von der Anzahl der freien Valenzelektronen ab. Fluor hat 7 Valenzelektronen, braucht also zur Erfüllung der Oktettregel ein weiteres Elektron. Außerdem bilden 6 der 7 Elektronen freie Elektronenpaare und nur das siebte Elektron steht für ein bindendes Elektronenpaar zur Verfügung; Fluor ist also einbindig (einwertig). Sauerstoff hat 6 Valenzelektronen und kann folgendermaßen reagieren: Sauerstoff ist also aufgrund der 2 freien Valenzen zweibindig. Bindigkeit (Wertigkeit) Atome Beispiele einbindig Wasserstoff, Halogene HF, Cl2 zweibindig Sauerstoff H2O dreibindig Stickstoff NH3 vierbindig Kohlenstoff CH4 Strukturformeln Methan hat die Summenformel CH 4. Mit der Strukturformel einer Verbindung wird die räumliche Anordnung der Atome in einem Molekül angegeben. Meist muss die räumliche, also dreidimensionale, Struktur eines Moleküls auf Papier zweidimensional dargestellt werden. Dadurch werden die tatsächlich im Molekül vorhandenen Winkel zwischen den beteiligten Atomen unter Umständen verzerrt(verändert) dargestellt. http://www.biorama.ch/biblio/b20gfach/b35bchem/b02beinf/bein020.htm 26 Entsprechend der Konfiguration ihrer Elektronenhülle können Atome nur ganz bestimmte For men von Verbindungen eingehen. Diese werden im folgenden – vereinfacht - kurz aufgeführt, In diesen Abbildungen sind nur die Bindungselektronen, nicht aber die freien Elektronenpaare, gezeichnet. Bei Kohlenstoff-, Sauerstoff- und Stickstoffatomen können sich zwei Bindungsstellen zu einer Doppelbindung vereinigen. Bei C- und N-Atomen kommen auch Dreifachbindungen vor. Regeln zum Aufstellen von Strukturformeln 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. Bestimmung der Oxidationszahlen der Atome in der Verbindung (+/-) Lewis-Schreibweise der Atome – mit Hybridisierung Summe aller Außenelektronen (einschließlich freier Elektronenpaare) im Molekül dividiert durch 2 = Anzahl aller Elektronenpaare (= Striche). Zeichnen der „vorläufigen“ Strukturformel. Oktettregel: Die Striche (Elektronenpaare) so verteilen, dass alle Atome (außer Wasserstoff) ein Elektronenoktett erhalten. Es ergeben sich durch oft FORMALLADUNGEN. Form drei-atomiger Sauerstoffverbindungenj (Oxide): bis 16 Elektronen gestreckt (gerade) - ab 17 Elektronen gewinkelt Radikale: Stickstoffoxide haben freie (ungebundene) Elektronen Beispiele: Kohlendioxid CO 2 Kohlenstoff: 4 Elektronen; Sauerstoff 2 x 6 = 12 Elektronen Summe aller Außenelektronen: 16 : 2 = 8 (Valenz)striche O C O Schwefelsäure H2SO4 Oxidationszahlen: H: +1; O: -2; S: +6 Bindungen ergeben sich zwischen: S – O und O - H ; Summe aller Außenelektronen: 32 : 2 = 16 Striche -1 O H O S O O O H bzw. H O +2 S O O -1 H 27 Polare Atombindung In einem Molekül mit unterschiedlichen Bindungspartnern, welche sich stärker in ihrer Elektronegativität unterscheiden, bilden sich permanente Dipolmomente aus. Es entsteht eine polarisierte Atombindung. Hierbei wird das gemeinsame Elektronenpaar vom Atom höherer Elektronegativität wesentlich stärker angezogen; es bilden sich Ladungsschwerpunkte (= Teilladungen ±). Wasserstoffbrückenbindung (bei starken Dipolen) Besonders starke Dipole bilden sich bei Molekülen aus, in denen Wasserstoff an die Elemente N, O und F gebunden ist. Das stark positiv polarisierte Wasserstoffatom tritt dann in Wechselwirkung mit einem freien Elektronenpaar eines Nachbarmoleküls. Dieser Bindungstyp wird Wasserstoffbrücken-Bindung genannt und ist von enormer Bedeutung für Struktur und Funktion von Biopolymeren wie DNA, Proteine und Polysaccharide. Wasserstoffbrücken-Bindungen zwischen H 2O, NH 3 bzw. in einem H2O-NH3-Gemisch (Man beachte: NH3 siedet bei -33°C, ist also bei Raumtemperatur nicht flüssig) Die Stärke der Wasserstoffbrückenbindungen kann an den Siedepunkten von Ammoniak (NH 3), Wasser (H2O) und Methan (CH 4) aufgezeigt werden: Molekül Molmasse Siedepunkt CH4 16,0 -161°C NH3 17,1 -33°C H2O 18,0 100°C Dipol-Dipol-Kräfte: Diese beruhen auf der Wechselwirkung von Molekülen, die ein permanentes Dipolmoment besitzen, wie Salzsäure (HCl). Die Kräfte sind geringer als die der Wasserstoffbrücken-Bindung. 28 van der Waals-Kraft (bei unpolaren Molekülen) Weichen die Elektronen eines Atoms für kurze Zeit von der Normallage ab, dann besitzt das Molekül ein momentanes Dipolmoment, welches in den Atomen eines Nachbarmoleküls ebenfalls ein momentanes Dipolmoment induziert. Vorübergehend bilden sich Regionen mit erhöhter oder erniedrigter Elektronendichte, was zu einer elektrostatischen Anziehung der Moleküle führt. Diese Wechselwirkungen werden als van der Waals-Kräfte bezeichnet. Schematische Darstellung vorübergehend polarisierter Atome Der Effekt ist umso stärker, je größer die Elektronenhülle ist. Die van der Waals-Kraft nimmt mit der Oberfläche der Moleküle zu. Ein schönes Beispiel bietet der Vergleich der Siedepunkte des n-Pentan und des 2,2Dimethylpropan (Neopentan). n-Pentan Siedepunkt: 36 °C Neopentan Siedepunkt: 10°C Beide Moleküle haben die gleiche molare Masse, aber eine ganz andere Form. Weil das langgestreckte n-Pentan eine viel größere Oberfläche hat, um mit den Nachbarmolekülen in Wechselwirkung zu treten, liegt der Siedepunkt um 27 °C höher als der des kugelförmigen Neopentans. sp 3-Hybridisierung Da Kohlenstoff für die organische Chemie eine besondere Rolle spielt, soll an dieser Stelle genauer auf die Bindungsverhältnisse des Kohlenstoffatoms eingegangen werden. Das Kohlenstoffatom hat in seiner äußeren Schale 4 Elektronen (Elektronenkonfiguration: 2s2 2p 2). Davon liegen zwei Elektronen als Elektronenpaar (2s 2 ) vor und zwei frei (2p2 ). Das bedeutet, dass nur zwei Elektronen für Bindungen zur Verfügung stehen. Allerdings würde dann die Oktettregel nicht erfüllt (höchstens 6 Elektronen). Andererseits ist bekannt, dass Kohlenstoff vierbindig ist (Bsp: CH4 ). Dies wird folgendermaßen erklärt: Die Valenzelektronen reorganisieren sich so, dass vier Elektronen für Bindungen zur Verfügung stehen. Das 2s- und die 2p-Orbitale verbinden sich zu vier sp3 -Hybridorbitalen, die energetisch gleichwertig sind. (sp3 bedeutet, dass an diesen Hybridorbitalen ein s- und drei p-Orbitale beteiligt sind.) Die 4 sp 3-Hybridorbitale ordnen sich im Raum so an, dass sie möglichst weit voneinander entfernt sind. Dies wird durch eine tetraedrische Anordnung erreicht. 29 Einfachbindungen Wenn zwei Wasserstoffatome eine Bindung eingehen. so bildet sich eine -Bindung . -Bindungen haben ihre größte Elektronendichte zwischen den beteiligten Atomen; sie sind rotationssymmetrisch (σ-Bindungen sind um ihre eigene Achse frei drehbar). C–H-Bindungen und C–C-Einfachbindungen sind -Bindungen. Da sich am C-Atom vier Bindungen ausbilden können, ist die Oktettregel erfüllt. Methan (CH 4): Die 4 sp3 -Orbitale des Kohlenstoffatoms können sich mit den s-Orbitalen der 4 H-Atome zu Bindungen vereinigen. Ethan (H3C–CH3 ): Die sp3 -Orbitale des einen Kohlenstoffatoms bilden eine -Bindung zu einem sp3 -Orbital des anderen Kohlenstoffatoms aus. sp 2- und sp-Hybridisierung (Mehrfachbindungen) Bei der sp2 -Hybridisierung verbindet sich das s-Orbital mit zwei p-Orbitalen; das übrige pOrbital bleibt im ursprünglichen Zustand. Bei der Bildung von sp-Hybridorbitalen bleiben zwei p-Orbitale im Grundzustand. 30 Diese Hybridorbitale haben dieselbe Form, wie bei der sp3 -Hybridisierung, nur dass sie sich durch die unterschiedliche Anzahl und den Platz der regulären p-Orbitale anders aufteilen. sp2 -Hybridorbitale und p-Orbital am C-Atom sp-Hybridorbitale und 2 p-Orbitale am C-Atom Die 3 sp 2-Hybridorbitale liegen in einer Ebene; die sp-Hybridorbitale liegen auf einer Geraden. Mehrfachbindungen Wenn sp2 - und sp-Hybridorbitale Bindungen eingehen, bilden sich -Bindungen und Bindungen aus. -Bindungen entstehen durch Überlappung der freien p-Orbitale. Gehen zum Beispiel zwei C-Atome eine Doppelbindung ein, verbinden sich die jeweils freien Elektronen im p-Orbital zu einem Elektronenpaar. Man nennt sie dann auch -Elektronen. Aufgrund der -Bindungen sind C–C-Mehrfachbindungen nicht mehr (gegeneinander) verdrehbar. Ethen H2C=CH 2 Ethin HC≡CH 1 -Bindung 2 -Bindungen Wenn Stickstoff- und Sauerstoffatome Doppelbindungen eingehen, bilden sich ebenfalls πBindungen aus. 31 Hybridisierung bei anderen Atomen – Form von Molekülen Hybridisierung findet nicht nur beim Kohlenstoffatom statt. Auch Stickstoff und Sauerstoff sind sp3hybridisiert, obwohl sie nur 3- bzw. 2-bindig sind. In diesen Fällen werden die sp3 -Hybridorbitale mit bindenden oder freien Elektronenpaaren besetzt. Dementsprechend sind die Orbitale von Ammoniak und Wasser auch im Tetraeder angeordnet, allerdings erscheinen sie durch die freien Elektronenpaare wie eine Pyramide bzw. ein gewinkeltes Molekül. (Beachte: Die freien Elektronenpaare benötigen mehr Platz als die gerichtete Einfachbindung! – Je mehr freie Elektronenpaare, desto kleiner der Bindungswinkel zwischen den gebundenen Atomen.) In die schematischen Darstellungen der Moleküle sind die Dipolmomente eingezeichnet: Methan CH 4 Ammoniak NH3 Wasser H 2O Lösungen Lösungen sind homogene Stoffgemische. Sie bestehen aus mindestens zwei Komponenten, nämlich dem meist flüssigen Lösungsmittel, in dem ein oder mehrere Feststoffe, Flüssigkeiten oder Gase gelöst sind. Salze und andere polare Verbindungen (Zucker, Harnstoff) lösen sich bevorzugt in polaren Lösungsmitteln, besonders gut in Wasser. Solche Verbindungen sind hydrophil = "wasserliebend". Unpolare Substanzen (Fette, Wachs, Teer) lösen sich nicht in Wasser, sie sind hydrophob. Diese Stoffe können aber in Benzin, Ether und anderen unpolaren Lösungsmitteln aufgelöst werden. Sie sind "fettliebend" = lipophil. Die Alkohole besitzen hydrophile und lipophile Eigenschaften, sie stehen zwischen beiden Lösungsmittel-Gruppen.