Elektronegativität und Bindungspolarität einfach erklärt

Stell dir vor, zwei Hunde ziehen an einem Knochen. Wenn beide gleich stark sind, bleibt der Knochen genau in der Mitte. Zieht aber ein größerer Hund stärker, wandert der Knochen zu ihm hinüber.

Genau so ein Tauziehen findet auch in der Chemie statt, wenn es um Elektronegativität und Bindungspolarität geht! Atome ziehen an gemeinsamen Elektronen. In diesem Artikel lernst du, wie wir messen können, welches Atom stärker zieht, und was das für die chemische Bindung bedeutet.

Vorwissen

• Kovalente Bindung (Elektronenpaarbindung): Atome teilen sich Elektronen, um eine volle Außenschale zu erreichen.

  Beispiel: In einem Wasserstoff-Molekül ($\text{H}_2$) teilen sich zwei Wasserstoff-Atome ein gemeinsames Elektronenpaar.

• Atomaufbau: Der Atomkern ist positiv geladen und zieht die negativ geladenen Elektronen an.

  Beispiel: Ein Atomkern mit mehr Protonen hat eine stärkere positive Ladung und zieht Elektronen stärker an.

Aufgabentyp 1: Bindungstyp bestimmen

Um den Bindungstyp zu bestimmen, müssen wir uns das Konzept der Elektronegativität und Bindungspolarität genauer ansehen. Wenn sich zwei exakt gleiche Atome verbinden, wie bei zwei Wasserstoff-Atomen ($\text{H}-\text{H}$), ziehen beide exakt gleich stark an den gemeinsamen Elektronen. Die Elektronenwolke ist völlig symmetrisch um beide Atomkerne verteilt. Das nennt man eine unpolare Bindung.

Wenn sich aber zwei unterschiedliche Atome verbinden, wie Wasserstoff und Fluor ($\text{H}-\text{F}$), zieht ein Atom oft stärker an den Elektronen als das andere. Die Elektronenwolke wird asymmetrisch und verschiebt sich zu dem stärkeren Atom hin. Das nennt man eine polare Bindung.

Weil Elektronen negativ geladen sind, bekommt das Atom, das die Elektronen stärker zu sich zieht, eine leichte negative Ladung. Wir nennen das eine negative Partialladung (Teilladung) und schreiben dafür $\textcolor{#53E5D6}{\delta^-}$. Das andere Atom, dem die Elektronen ein wenig weggenommen wurden, bekommt eine positive Partialladung, geschrieben als $\textcolor{#08BFFF}{\delta^+}$. In einer polaren Elektronenpaarbindung ist die Ladung also unsymmetrisch zwischen den Atomen verteilt.

Um vorherzusagen, welches Atom beim Tauziehen gewinnt, nutzen wir die Elektronegativität (EN). Sie ist ein Maß dafür, wie stark ein Atom gemeinsame Bindungselektronen anzieht. Der Chemiker Linus Pauling hat dieses Konzept eingeführt und dem stärksten Element, dem Fluor, den höchsten Wert von $4{,}0$ gegeben.

Im Periodensystem gibt es klare Regeln für die EN-Werte:

• Von links nach rechts (in einer Periode): Die EN nimmt zu. Der Atomkern bekommt mehr Protonen (die Kernladung steigt), also zieht er die Elektronen stärker an.

• Von oben nach unten (in einer Gruppe): Die EN nimmt ab. Es kommen immer mehr Elektronenschalen hinzu. Diese Schalen schirmen den Kern ab, sodass er die äußeren Elektronen nicht mehr so gut festhalten kann.

Um herauszufinden, wie eine Bindung genau aussieht, berechnen wir die Elektronegativitätsdifferenz (geschrieben als $\Delta\text{EN}$). Dafür ziehen wir einfach den kleineren EN-Wert vom größeren ab.

Je größer dieser Unterschied ist, desto polarer ist die Bindung. Dadurch lässt sich die Bindung einem Bindungstyp zuordnen:

• Unpolare Elektronenpaarbindung: Wenn $\Delta\text{EN} = 0$ ist (z. B. bei $\text{Cl}_2$). Beide ziehen gleich stark.

• Polare Elektronenpaarbindung: Wenn $\Delta\text{EN}$ größer als $0$, aber nicht riesig ist (z. B. $\Delta\text{EN} = 1{,}2$ bei $\text{SiCl}_4$). Ein Atom zieht stärker, aber sie teilen die Elektronen noch.

• Ionenbindung: Wenn $\Delta\text{EN}$ sehr groß ist (z. B. $\Delta\text{EN} = 1{,}8$ bei $\text{MgCl}_2$ oder $2{,}1$ bei $\text{NaCl}$). Ein Atom ist so stark, dass es das Elektron komplett an sich reißt. Es wird nicht mehr geteilt!

Schritt-für-Schritt-Anleitung

1. Suche die Elektronegativitätswerte beider Atome im Periodensystem.
2. Subtrahiere den kleineren Wert vom größeren Wert: $\Delta\text{EN} = \text{EN}_{\text{groß}} - \text{EN}_{\text{klein}}$.
3. Bewerte das Ergebnis: Ist es $0$ (unpolar), ein mittlerer Wert (polar) oder ein sehr großer Wert (Ionenbindung)?

Durchgerechnete Beispiele

Wichtige Erkenntnisse

• Die Elektronegativität (EN) gibt an, wie stark ein Atom Bindungselektronen anzieht. Fluor ist mit $4{,}0$ am stärksten.
• Bei einer unpolaren Bindung ($\Delta\text{EN} = 0$) wird das Elektronenpaar genau in der Mitte geteilt.
• Bei einer polaren Bindung zieht ein Atom stärker. Es entstehen Partialladungen ($\textcolor{#08BFFF}{\delta^+}$ und $\textcolor{#53E5D6}{\delta^-}$).
• Ist die Differenz $\Delta\text{EN}$ sehr groß, wird das Elektron komplett entrissen und es entsteht eine Ionenbindung.