Elektronegativität und Polarität von Bindungen

Erklärung: EN ist eine relative Größe (Skala nach Pauling von ~0,8 bis 4,0). Hohe EN bedeutet: starkes Anziehen der Bindungselektronen. Spitzenreiter ist Fluor (4,0). Im Periodensystem nimmt die EN von links nach rechts und von unten nach oben zu.

Erklärung: Fluor (F) hat den Pauling-Wert 4,0. Danach folgen Sauerstoff (3,5) und Stickstoff/Chlor (3,0). Diese vier Elemente sind die "EN-Top-4" und tauchen immer wieder als polarisierende Bindungspartner auf — etwa in HF, H₂O, NH₃, HCl.

Erklärung: Innerhalb einer Periode wächst die Kernladungszahl bei gleicher Schalenanzahl — der Kern zieht stärker. Innerhalb einer Gruppe kommen Schalen dazu, die Außenelektronen sind weiter weg und schlechter gebunden. Spitzenwerte daher rechts oben (Fluor), Tiefstwerte links unten (Caesium, Francium).

Erklärung: In H–Cl beträgt die EN-Differenz ΔEN ≈ 3,0 – 2,1 = 0,9. Das gemeinsame Elektronenpaar verschiebt sich Richtung Chlor. Es entstehen Teilladungen: Cl⁻^δ (negativ) und H⁺^δ (positiv). In gleichartigen Bindungen wie H–H ist ΔEN = 0 — die Bindung ist unpolar.

Erklärung: Notiert wird das mit δ⁺ und δ⁻ über den Atomen, etwa: H^δ⁺ – Cl^δ⁻. "Teil" deutet an, dass die Verschiebung kleiner ist als bei einer vollständigen Ionenbildung — eine Größenordnung, nicht eine ganze Elektronenladung.

Erklärung: Beispiel CO₂ — beide C=O-Bindungen sind polar, aber das Molekül ist linear, sodass sich die Dipolmomente vektoriell auslöschen. CO₂ ist daher unpolar. H₂O dagegen ist gewinkelt; die O–H-Dipolmomente addieren sich zu einem starken Gesamtdipol — Wasser ist ein typisches polares Molekül.

Erklärung: Richtig. Entscheidend ist die Geometrie. H₂O ist gewinkelt (~104,5°), seine Dipolmomente zeigen alle ungefähr in die gleiche Richtung — Gesamtdipol. CO₂ ist linear, die beiden gleichgroßen Dipolmomente zeigen genau in entgegengesetzte Richtungen — sie heben sich auf.

Erklärung: Daumenregel: ΔEN < 0,5 unpolare Atombindung; 0,5 ≤ ΔEN < 1,7 polare Atombindung; ΔEN ≥ 1,7 ionische Bindung. NaCl hat ΔEN = 3,0 – 0,9 = 2,1 → ionisch. Die Übergänge sind fließend; "polar" und "ionisch" sind die Endpunkte einer Skala.

Erklärung: Wie polar eine Bindung ist, hängt von der Differenz der Elektronegativitäten ab, nicht vom elektronegativsten Atom allein. O–H: ΔEN = 3,4 − 2,2 = 1,2 (stark polar). C–H: ΔEN = 0,4 (fast unpolar). F–F: Fluor ist zwar das elektronegativste Element, aber beide Atome ziehen gleich stark – ΔEN = 0, die Bindung ist unpolar.