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Polare Atombindung

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André Otto
Polare Atombindung
lernst du in der 8. Klasse - 9. Klasse

Beschreibung Polare Atombindung

Polare Atombindung – Chemie

Weißt du, dass wir nur deswegen mit Wasser kochen können, weil die Atombindungen im Wassermolekül polar sind? Die Atombindungen in Stoffen sind keineswegs immer gleichartig. Man unterscheidet insbesondere die unpolaren Atombindungen von den polaren Atombindungen. Diese Polarität der Bindungen hat einen großen Einfluss auf Stoffeigenschaften wie Siedepunkt oder Reaktivität. Zunächst erinnern wir uns daran, was eine Atombindung ist. Anschließend betrachten wir die Polarität.

Die Atombindung
Die Atombindung ist die Bindung zwischen Atomen über gemeinsame Elektronenpaare. Dabei erreichen die beteiligten Bindungspartner, das sind die an der Bindung beteiligten Atome, die energetisch günstige Edelgaskonfiguration. Dafür stehen folgende Beispiele:

  • Zwei Wasserstoffatome ($\ce{H}$), die jeweils über ein Außenelektron verfügen, vereinigen sich zu einem Wasserstoffmolekül ($\ce{H2}$), indem sie aus ihren beiden Elektronen eine Atombindung aufbauen.
    $\ce{H\cdot + \cdot H -> H\color{red}{-}H}$
    In Rot das gemeinsame Elektronenpaar.

  • Zwei Chloratome ($\ce{Cl}$), die jeweils über ein Außenelektron verfügen, vereinigen sich zu einem Chlormolekül ($\ce{Cl2}$), indem sie aus ihren beiden Elektronen eine Atombindung aufbauen.
    $\ce{Cl\cdot + \cdot Cl -> Cl\color{red}{-}Cl}$
    In Rot das gemeinsame Elektronenpaar. Wenn wir die nichtbindenden Elektronenpaare beim Chlor berücksichtigen, dann sieht die Darstellung so aus:
    $\vert\ce{\overline {\underline {Cl}}$$\cdot$ +~ \cdot$\overline {\underline {Cl}}\vert}$ $\longrightarrow$ $\vert\ce{\overline {\underline {Cl}}$ $\color{red} \color{red}{-}~$ $\overline {\underline {Cl}}}\vert$
    In Rot das gemeinsame Elektronenpaar.

Bei Atombindungen muss es sich nicht um Einfachbindungen handeln. So werden im Stickstoffmolekül ($\ce{N_2}$) zwei Stickstoffatome ($\ce{N}$) über eine Dreifachbindung mit drei gemeinsamen Elektronenpaaren gebunden: $\vert\ce{N} \equiv \ce{N}\vert$

Die Polarität einer Atombindung

Bei einer Polarität liegen zwei entgegengesetzten Pole vor. In der Chemie spielt die elektrische Polarität eine wichtige Rolle. So gibt es bei den Ionenbindungen in Salzen sogar eine vollständige elektrische Ladungstrennung mit einem Kation als positiven Pol und einem Anion als negativen Pol. Dagegen kann sich bei polaren Atombindungen nur teilweise eine solche Ladungstrennung ausbilden. In diesem Fall gibt es an den bindenden Atomen positive bzw. negative Partialladungen, die mit $\delta^+$ und $\delta^-$ symbolisiert werden.

Die unpolare Atombindung
Bei den Atombindungen zwischen den gleichen Atomen wie bei den vorgestellten Molekülen $\ce{H2}$, $\ce{Cl2}$ oder $\ce{N2}$ handelt es sich um unpolare Atombindungen, da die Elektronenverteilung auf der gemeinsamen Bindung zwischen beiden Atomen symmetrisch ist. Bei einer unpolaren Atombindung besteht also eine Gleichverteilung der Elektronen auf der gemeinsamen Atombindung. Es gibt dann keine Partialladungen. Ein Beispiel für eine unpolare Atombindung ist das Wasserstoffmolekül:
$\ce{H\color{red}{-}H}$

Die polare Atombindung
Bei Atombindungen zwischen zwei unterschiedlichen Atomen sind die Elektronen auf der gemeinsamen Atombindung asymmetrisch (nicht symmetrisch) verteilt. Die Elektronen halten sich dann mehr oder weniger in der Nähe eines der beiden bindenden Atome auf. Es liegt eine Polarität vor und man spricht von einer polaren Atombindung. Es treten dann Partialladungen auf. Ein Beispiel für eine polare Atombindung mit Partialladungen ist das Chlorwasserstoffmolekül:
$\ce{^{\color{blue}{\delta^+}}H-Cl~^{\color{red}{\delta^-}}}$
Die Partialladungen sind hier farblich hervorgehoben: in Blau die positive Partialladung und in Rot die negative Partialladung.
Die negative Partialladung am Chloratom bedeutet, dass das Chloratom die Elektronen auf der Atombindung stärker anzieht. Damit sind die Elektronen auf der Bindung nicht mehr gleichverteilt.

Merke: Eine polare Atombindung liegt vor, wenn die Bindungspartner die Elektronen unterschiedlich stark anziehen.

Die polare Atombindung im Molekül $\ce{HCl}$ verursacht die Ausbildung zweier Pole, einerseits am Chloratom ($\color{red}{\delta^-}$) und andererseits am Wasserstoffatom ($\color{blue}{\delta^+}$). Damit ist das Chlorwasserstoffmolekül ein Dipol, das entlang seiner polaren Atombindung ein messbares Dipolmoment aufweist.

Die Elektronegativitätsdifferenz zur Beurteilung der Polarität von Atombindungen

Ob eine polare oder unpolare Atombindung vorliegt, lässt sich mit der Elektronegativitätsdifferenz, kurz $\Delta EN$, beurteilen. Die Elektronegativität $EN$ ist dabei die Fähigkeit eines Elements, Elektronen auf Bindungen an sich zu ziehen. Je höher nun die Differenz zwischen den Elektronegativitäten der Bindungspartner, desto polarer ist die Atombindung.
In der folgenden Tabelle sind die Werte für die Elektronegativität (nach Pauling) einiger Elemente aufgeführt.

Element: $\ce{F}$ $\ce{Cl}$ $\ce{C}$ $\ce{H}$ $\ce{O}$
$EN$ nach Pauling 4,0 3,0 2,5 2,1 3,5

Fluor hat dabei mit 4,0 die nach der Pauling-Skala höchste Elektronegativität.

Nun schauen wir uns die Elektronegativitätsdifferenzen $\Delta EN$ in einigen Molekülen an.

Molekül: $\ce{H2}$ $\ce{Cl2}$ $\ce{HCl}$ $\ce{HF}$ $\ce{H2O}$ $\ce{AlCl3}$
$\Delta EN$ nach Pauling 0 0 0,9 1,9 1,4 1,5
  • Atombindungen mit Werten im Bereich von $0 < \Delta EN < 0,6$ bezeichnet man als unpolare Atombindungen, wie zum Beispiel bei den Molekülen Wasserstoff und Chlor.
  • Atombindungen mit Werten im Bereich von $0,6 < \Delta EN < 1,8$ sind polare Verbindungen, wie zum Beispiel Wasser. Obwohl Fluorwasserstoff einen Wert von $\Delta EN =\pu 1,9$ aufweist, handelt es sich um eine Molekülverbindung.
  • Atombindungen mit Werten von $\Delta EN > 1,8$ sind meist schon Ionenbindungen. Die Grenzen sind aber auch hier nur als Richtwerte zu sehen. So ist Aluminumchlorid mit $\Delta EN =\pu 1,5$ ein Salz mit Ionenbindungen.

Mit den Werten für die Elektronegativitätsdifferenz kannst du jetzt abschätzen, wie polar eine Atombindung ist.

Eigenschaften von Stoffen mit polarer Atombindung

Typische Moleküle mit polarer Atombindung sind Chlorwasserstoff ($\ce{HCl}$), Bromwasserstoff ($\ce{HBr}$), Ammoniak ($\ce{NH_3}$) und Wasser ($\ce{H_2O}$). In diesen Molekülen trägt Wasserstoff immer eine positive Partialladung. Halogene ($\ce{Cl, Br}$), Stickstoff oder Sauerstoff tragen immer eine negative Partialladung.

Stoffe mit polarer Atombindung haben folgende gemeinsame Stoffeigenschaften:

  • Die polare Atombindung begünstigt eine Dissoziation. So dissoziiert Chlorwasserstoff in Wasser in Protonen und Chloridionen:
    $\ce{HCl -> H+ + Cl-}$
    Deswegen löst sich Chlorwasserstoff sehr gut in Wasser.

  • Die polare Atombindung begünstigt eine Protonierung. So wird Ammoniak mit Chlorwasserstoff leicht zum Ammoniumion protoniert:
    $\ce{NH3 + HCl -> Cl- + NH4+}$
    Deswegen löst sich Ammoniak sehr gut in Wasser und Säuren.

  • Moleküle mit polaren Atombindungen können Wasserstoffbrückenbindungen bilden. So entstehen im Wasser zwischen den Sauerstoff- und den Wasserstoffatomen der verschiedenen Wassermoleküle diese Wasserstoffbrückenbindungen. Die negative Partialladung an den Sauerstoffatomen und die positive Partialladung an den Wasserstoffatomen verursachen diese Art der elektrostatischen Anziehung.
    Wasserstoffbrückenbindungen im Molekül Wasser Im Ergebnis bilden sich im Wasser große Molekülaggregate. Nur deswegen hat Wasser einen im Vergleich zu seiner geringen Molekülgröße einen so hohen Siedepunkt bei $\pu{100 °C}$. Die Wasserstoffbrückenbindungen bewirken beim Wasser eine Siedepunktserhöhung. Ansonsten wäre Wasser schon unter Raumbedingungen ein Gas und wir könnten mit Wasser nicht kochen!

Hinweise zum Video

In diesem Video wird dir die polare Atombindung erklärt und gezeigt. Außerdem erfährst du, wie man beurteilt, ob eine Bindung polar ist. Zum besseren Verständnis solltest du bereits wissen, was Moleküle, Ionenverbindungen und Säuren sind.

Übungen und Arbeitsblätter
Du findest hier auch Übungen und Arbeitsblätter. Beginne mit den Übungen, um gleich dein neues Wissen über polare Atombindungen zu testen.

Ausblick
Das Wissen über polare Atombindungen ist eine Voraussetzung zum Verständnis von Dipolen und von Dipol‑Dipol‑Wechselwirkungen sowie von Van-der-Waals-Kräften und Wasserstoffbrückenbindungen.

Transkript Polare Atombindung

Guten Tag, und herzlich willkommen. In diesem Video geht es um die polare Atombindung. Zunächst wollen wir uns daran erinnern, was man unter Atombindung versteht. Als Nächstes werden wir erarbeiten, in welchem Fall Polarität eintritt. Dann werden wir die daraus resultierenden Stoffeigenschaften kurz benennen. Und schließlich werden wir ein Entscheidungskriterium für die polare Atombindung formulieren. 1. Atombindung: Nehmen wir zum Beispiel das Wasserstoffmolekül. 2 Wasserstoffatome, die jeweils über ein Außenelektron verfügen, vereinigen sich zu einem Wasserstoffmolekül, indem sie aus ihren beiden Elektronen eine Bindung aufbauen. Dies ist hier rot gekennzeichnet. Im Chlormolekül findet ein analoger Prozess statt. 2 freie Außenelektronen aus 2 Atomen vereinigen sich zu einem Chlormolekül. Das Bindungselektronenpaar habe ich wieder rot gekennzeichnet. Im Gegensatz zu den Wasserstoffatomen gibt es hier noch nicht bindende Elektronenpaare, die ich blau gekennzeichnet habe. Also rot = bindend und blau = nicht bindend. Als letztes Beispiel das Stickstoffmolekül. 2 Stickstoffatome verbinden sich. Jedes Stickstoffatom verfügt über 3 Elektronen, die für die Bindungen benötigt werden und jeweils ein Elektronenpaar, blau gekennzeichnet, welches als nicht bindendes Elektronenpaar bestehen bleibt. Die Atombindung ist somit die Bildung von gemeinsamen Elektronenpaaren. Es kommt zur Bindung. Dabei wird die Edelgaskonfiguration für die beteiligten Bindungspartner erzielt. 2. Polarität: Nehmen wir zum Beispiel das Chlormolekül und betrachten seine Außenelektronen. Jedes der beteiligten Atome behält 3 nicht bindende Elektronenpaare. Außerdem besteht ein gemeinsames Elektronenpaar, das die Bindung ausmacht. Wir haben es hier mit einer Gleichverteilung der Elektronen zu tun. Wenn wir das Chlorwasserstoffmolekül rechts daneben betrachten, so stellen wir fest, dass wir es hier mit einer Ungleichverteilung der Elektronen zu tun haben. Bei Betrachtung der Polarität kommt man zum Schluss, dass im Chlormolekül keine Polarität vorliegt. Das Molekül ist unpolar. Man kann experimentell feststellen, dass am Chloratom eine partiell negative Ladung vorhanden ist, δ-. Genauso befindet sich am Wasserstoffatom eine partielle positive Ladung, δ+. Das Chlorwasserstoffmolekül HCL ist polar. Zur Klassifizierung der Polarität wurde der Begriff Dipol eingeführt. Am Chlormolekül können wir keine unterschiedlichen Partialladungen ausmachen. Es besteht kein Dipol. Am Chlorwasserstoffmolekül haben wir einen positiven und einen negativen Pol. Es gibt einen Dipol. Man kann nun das sogenannte Dipolmoment experimentell bestimmen. Für das Chlormolekül wurde ein Dipolmoment von 0 gemessen. Für das Chlorwasserstoffmolekül ein Dipolmoment von >0. Wir kommen zum Schluss: Eine polare Atombindung liegt vor, wenn die Bindungspartner die Elektronen unterschiedlich stark anziehen. Welche Stoffeigenschaften ergeben sich, für Verbindungen mit polaren Atombindungen? Betrachten wir einige dieser sogenannten Dipolmoleküle. Das Chlorwasserstoffmolekül HCL, das Wassermolekül H2O, das Brohmwasserstoffmolekül HBr und das Ammoniakmolekül NH3. Polare Verbindungen sind gut wasserlöslich. Das beruht unter anderem darauf, dass bei ihnen Protonenübergänge stattfinden. Eine Form des Protonenübergangs a ist die Dissoziation. Beim Chlorwasserstoffmolekül HCL findet die Dissoziation in Wasserstoffionen H+ und in Chloridionen CL- statt. Die zweite Form des Protonenübergangs b ist die Protonierung. So wird zum Beispiel in wässriger Lösung Ammoniak NH3 protoniert. Das Ammoniakmolekül NH3 reagiert mit einem Wasserstoffion H+ zu einem Ammoniumion NH4+. Stoffe mit polaren Atombindungen sind zur Ausbildung von Wasserstoffbrückenbindungen befähigt. Bei den Wasserstoffbrückenbindungen zwischen den Wassermolekülen kommt es zu einer Wechselwirkung zwischen den Sauerstoffatomen und den Wasserstoffatomen der verschiedenen Wassermoleküle. Die Anziehungen, die ausgeübt werden, sind das Ergebnis der unterschiedlichen Ladungen zwischen den Sauerstoffatomen, die negative Partialladungen tragen, und den Wasserstoffatomen, die positive Partialladungen tragen. Als Ergebnis dessen bilden sich größere Molekülaggregate und es kommt zu einer Siedepunktserhöhung. Das ist äußerst bedeutungsvoll. Ansonsten wäre Wasser unter Raumbedingungen ein Gas. Wenden wir uns nun einem wichtigen Entscheidungskriterium zu, dass uns gestattet zu entscheiden, wann wir es mit einer polaren Atombindung zu tun haben. Das Entscheidungskriterium ist die sogenannte Elektronegativitätsdifferenz. Die Elektronegativitätsdifferenz wird häufig mit ΔEN abgekürzt. EN, die Elektronegativität nach Pauling ist ein Maß für die Fähigkeit, Elektronen der Bindung anzuziehen. Pauling ermittelte für Wasserstoff einen Wert von 2,1, für Kohlenstoff von 2,5, für Chlor von 3,0 und für Sauerstoff ergab sich eine Elektronegativität von 3,5. Wir wollen nun einige Elektronegativitätsdifferenzen ΔEN berechnen. Für Methan CH4 erhalten wir 2,5 - 2,1 = 0,4. Das Wasserstoffmolekül H2 hat eine Elektronegativitätsdifferenz ΔEN von 2,1 - 2,1 = 0. Für Diamant erhalten wir 2,5 - 2,5 = 0. Und weiter erhalten wir für Chlorwasserstoff HCL 3,0 - 2,1 = 0,9. Und für Wasser schließlich H2O ergibt sich 3,5 - 2,1 = 1,4. Wasserstoff H2, Methan CH4 und der Diamant sind unpolare Verbindungen. Bei Chlorwasserstoff HCL und beim Wasser H2O handelt es sich um polare Stoffe. Wie können wir nun ungefähr abschätzen, ob es sich um eine polare Atombindung handelt? Die Elektronegativitätsdifferenzen von chemischen Verbindungen liegen im Bereich von 0 bis etwa 3. Dazwischen kennzeichnen wir noch die Werte von 0,6 und 1,8. Bei kleinen Differenzen zwischen 0 und 0,6 hat man es mit unpolaren Verbindungen zu tun. Der Bereich von etwa 0,6 bis 1,8 umfasst die polaren Verbindungen. Beginnend mit 1,8 und mehr hat man es meistens mit Ionenverbindungen zu tun. Achtung, die Zahlen sind Orientierungswerte, keine Dogmen. Ich bedanke mich für die Aufmerksamkeit, auf Wiedersehen.

14 Kommentare

14 Kommentare
  1. Ich finde das bieder sehr hilfreich!
    Ich habe alles gut verstanden.

    Von Corinna B., vor fast 2 Jahren
  2. Das Video fand ich gut vorallem der Schluss war gut erklärt aber ich fand am Anfang war es ein bisschen zu schnell da bin ich nicht ganz hinterher gekommen

    Von Marievdsteeg, vor mehr als 6 Jahren
  3. Ich bitte darum zu lesen, was dazu schon geschrieben wurde.
    höhere Elektronegativität ===> delta-
    niedrigere Elektronegativität===> delta+
    Alles Gute

    Von André Otto, vor etwa 7 Jahren
  4. Gut! Aber wann habe ich delta+ und wann delta- ? :)

    Von Tina Saltner, vor etwa 7 Jahren
  5. Aber sonst habe ich alles verstanden

    Von Schnina78, vor etwa 7 Jahren
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Polare Atombindung Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Polare Atombindung kannst du es wiederholen und üben.
  • Definiere die polare Atombindung und die Elektronegativität.

    Tipps

    Eine Atombindung nennt man auch kovalente Bindung oder Elektronenpaarbindung.

    Lösung

    In den meisten Stoffen, die uns im Alltag umgeben, herrschen Atombindungen vor. Ob diese nun polar oder unpolar sind, darüber entscheiden die Bindungspartner, bzw. deren Elektronegativität.

    Hat einer der Partner eine sehr hohe EN im Vergleich zum anderen Partner, zieht er die Bindungselektronen viel stärker zu sich heran. Bei diesem Partner herrscht nun eine viel höhere Ladungsdichte als beim anderen Partner. Dadurch entstehen sogenannte Ladungsschwerpunkte, die auch Partialladungen genannt werden.

  • Bestimme die Eigenschaften von polaren Verbindungen.

    Tipps

    Gleiches löst sich in Gleichem.

    Der positive Ladungsschwerpunkt des Wasserstoffs wechselwirkt mit dem negativen des Sauerstoffs. Das ist eine Wasserstoffbrückenbindung.

    Lösung

    Die Polarität von Verbindungen hat starke Auswirkungen auf ihre Eigenschaften und ihr chemisches Verhalten.

    Wasser ist selbst stark polar. Daher lösen sich polare Stoffe sehr gut in Wasser, aber schlecht in dem unpolaren Lösemittel Benzin.

    Wasser und auch andere Dipole, die Wasserstoff enthalten, bilden Wasserstoffbrückenbindungen aus. Dabei kommt es zu einer Wechselwirkung der positivierten Wasserstoffatome und den negativierten Sauerstoffatomen. So ergibt sich eine Molekülvergrößerung, was unter anderem für den hohen Siedepunkt und die hohe Oberflächenspannung von Wasser verantwortlich ist.

  • Lege die Ladungsschwerpunkte der Dipole fest.

    Tipps

    Welcher der Bindungspartner ist der elektronegativere?

    Die EN ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, die Bindungselektronen an sich zu ziehen.

    Lösung

    $O$ hat eine EN von 3,5, $H$ eine von 2,1. Daher zieht der Sauerstoff die Bindungselektronen stärker zu sich. Am Sauerstoff halten sich also mehr Elektronen auf als an den beiden Wasserstoffen.

    Folglich befindet sich der negative Ladungsschwerpunkt (oder die Partialladung) am Sauerstoff und an beiden Wasserstoffen befindet sich ein positiver Ladungsschwerpunkt.

    Analog verhält es sich mit $HCl$. Chlor besitzt eine EN von 3,0.

  • Gib an, welche Bindungsart in den folgenden Verbindungen vorliegt.

    Tipps

    Die Elektronegativitätsdifferenz gibt Aufschluss über die Polarität eines Stoffes.

    Flour $F$ hat die höchste EN.

    Lösung

    Um festzustellen, welche Art von Bindung in einem Stoff vorherrscht, musst du die Elektronegativitäten der Bindungspartner miteinander vergleichen.

    Ist die Differenz der EN gering, also unter 0,6, ist der Stoff unpolar. In unpolaren Stoffen, wie z.B. Kohlenwasserstoffen, herrschen van-der-Waals-Kräfte vor. Diese Kräfte sind relativ schwach, daher ist der Zusammenhalt der Moleküle untereinander ebenfalls schwach. Dies äußert sich in einer niedrigen Siedetemperatur.

    Liegt die Differenz zwischen 0,6 und 1,8, ist der Stoff polar. In polaren Stoffen kommen zu den van-der-Waals-Kräften noch Wasserstoffbrückenbindungen hinzu. Dadurch ist der Zusammenhalt der Moleküle untereinander viel stärker, wodurch polare Stoffe einen relativ hohen Siedepunkt besitzen.

    Ist die Differenz noch höher, liegt eine Ionenbindung vor. Es liegen nun nicht mehr Partialladungen, sondern echte Ladungen vor. Die Kräfte zwischen den Partnern sind sehr groß. Aus diesem Grund haben Salze einen sehr hohen Schmelzpunkt, z.B. $T_{Schmelz} (NaCl)= 801°C$.

  • Benenne die resultierenden Bindungsarten.

    Tipps

    Je höher die Elektronegativitätsdifferenz ist, desto höher sind die Kräfte zwischen den Bindungspartnern.

    In Salzen (Ionenbindungen) herrschen höhere Kräfte vor als in polaren Verbindungen.

    Lösung

    Ab einer $\Delta EN$ von 0,6 spricht man von einer polaren Atombindung.

    Ab 1,8 kommt es zu einer Ionenbindung. Hier sind die Kräfte sehr hoch, da vollständige Ladungen miteinander wechselwirken. Aufgrund der hohen coloumbschen Anziehungskraft zwischen entgegengesetzten Ladungen bauen Salze ein Kristallgitter auf und haben einen sehr hohen Schmelz- sowie Siedepunkt.

  • Bestimme die Polarität der folgenden Verbindungen.

    Tipps

    Wann ist eine Verbindung polar?

    Denke an die Elektronegativitäten.

    Lösung

    Um zu ermitteln, welcher dieser Stoffe am polarsten ist, musst du zuerst die Elektronegativitäten der Bindungspartner kennen. Daraus kannst du dann die Elektronegativitätsdifferenz bilden.

    $\begin{array}{c|c|c|c} Verbindung & EN Bindungspartner~ 1 & EN Bindungspartner~ 2 & \Delta EN \\ \hline HF & F:~ 4,0 & H:~ 2,1 & 1,9 \\ \hline H_2O & O:~ 3,5 & H:~ 2,1 & 1,4 \\ \hline C_2H_5OH & O:~ 3,5 & H:~ 2,1 & 1,4 \\ \hline C_2H_6 & C:~ 2,5 & H:~ 2,1 & 0,4 \\ \hline Cl_2 & Cl:~ 3,0 & Cl:~ 3,0 & 0 \end{array} $

    Wasser und Ethanol ($C_2H_5OH$) weisen zwar die gleiche $\Delta EN$ zwischen Sauerstoff und Wasserstoff auf, aber im Ethanol hat der unpolare Ethylrest einen Einfluss auf die Gesamtpolarität. Je länger der Alkylrest eines Alkohols wird, desto stärker wird der unpolare Charakter. Dementsprechend ist Heptanol $C_7H_{15}OH$ unpolarer, und somit schlechter in Wasser löslich, als Propanol $C_3H_7OH$.

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