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Polare Atombindung

Wenn ein Atom stärker am gemeinsamen Elektronenpaar zieht, bekommt das Molekül zwei geladene Enden.

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Das Elektronenpaar wird verschoben

Sind die beiden Bindungspartner verschieden elektronegativ, liegt das bindende Elektronenpaar nicht mehr in der Mitte.

Unpolare und polare Atombindung in der Lewis-Schreibweise
Cl–Cl: unpolarClClΔEN = 3,16 − 3,16 = 0 H–Cl: polarδ+δ−HClΔEN = 3,16 − 2,20 = 0,96
Im Chlorwasserstoff zieht Chlor das Elektronenpaar zu sich: Es entsteht eine negative Teilladung am Chlor und eine positive am Wasserstoff.
  • Unpolare Atombindung:gleiche EN (z. B. \(\mathrm{H_2}\), \(\mathrm{Cl_2}\)) — das Elektronenpaar liegt genau in der Mitte.
  • Polare Atombindung:verschiedene EN — das Elektronenpaar ist zum elektronegativeren Atom verschoben.
  • Teilladungen:\(\delta^-\) am elektronegativeren, \(\delta^+\) am anderen Atom; \(\delta\) (griech. delta) heißt „ein Teil“ einer Ladung.
  • ΔEN:Elektronegativitätsdifferenz — größere EN minus kleinere EN; sie misst, wie stark die Bindung polar ist.

ΔEN bestimmen:

\(\Delta\mathrm{EN}=\mathrm{EN(Cl)}-\mathrm{EN(H)}\)
Werte einsetzen
Start: größere EN minus kleinere EN.
\(\Delta\mathrm{EN}=3{,}16-2{,}20\)
subtrahieren
EN-Werte aus dem Periodensystem.
\(\Delta\mathrm{EN}=0{,}96\)
Ergebnis
\(\overset{\delta^+}{\mathrm{H}}-\overset{\delta^-}{\mathrm{Cl}}\): polare Atombindung.
Merke

Polare Atombindung: Das bindende Elektronenpaar ist zum Atom mit der größeren EN verschoben; dieses trägt die Teilladung \(\delta^-\), sein Partner \(\delta^+\).

Unpolare Atombindung: Bei gleicher EN liegt das Elektronenpaar genau in der Mitte, z. B. in \(\mathrm{H_2}\) oder \(\mathrm{Cl_2}\).

ΔEN: Größere EN minus kleinere EN; sie misst, wie stark die Bindung polar ist.

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Von unpolar bis ionisch

Je größer ΔEN, desto weiter rückt das Elektronenpaar — bis es ganz beim Partner liegt.

Ziehe den ΔEN-Regler langsam von 0 bis 3,0 und beobachte das Elektronenpaar, die Teilladungen und den Zeiger auf der Skala. Schalte zwischen Elektronenwolke und Strichformel um.

Das Elektronenpaar wandert

Halte fest: Mit wachsendem ΔEN wird die Bindung immer polarer; ab etwa ΔEN = 1,7 ist das Elektron ganz übergegangen — aus der polaren Atombindung wird eine Ionenbindung.

  • ΔEN unter 0,5:(nahezu) unpolare Atombindung, z. B. C–H mit ΔEN = 0,35.
  • ΔEN 0,5 bis 1,7:polare Atombindung mit Teilladungen \(\delta^+\) und \(\delta^-\).
  • ΔEN über 1,7:Ionenbindung — aus Teilladungen werden ganze Ladungen: Kation und Anion.
  • Grenzfall:die Ionenbindung ist die extrem polare Atombindung — die Übergänge sind fließend.
Merke

Übergang: Mit wachsendem ΔEN wird die Bindung immer polarer. Die Übergänge sind fließend: Die Ionenbindung ist die extrem polare Atombindung.

Bereiche: ΔEN unter 0,5: (nahezu) unpolar. ΔEN von 0,5 bis 1,7: polar mit Teilladungen \(\delta^+\) und \(\delta^-\). ΔEN über 1,7: Ionenbindung mit ganzen Ladungen (Kation und Anion).

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Allgemeine Hinweise

δ ist keine ganze Ladung

\(\delta^+\) und \(\delta^-\) sind kleiner als eine Elementarladung und gleich groß. Das Molekül als Ganzes bleibt elektrisch neutral.

Immer „groß minus klein“

ΔEN ist ein Abstand auf der EN-Skala und nie negativ: bei C–O also \(3{,}44-2{,}55=0{,}89\), nicht \(-0{,}89\). Das \(\delta^-\) bekommt das Atom mit der größeren EN.

Fließende Grenzen

Die Werte 0,5 und 1,7 sind Faustregeln. Zwischen „polar“ und „ionisch“ gibt es keinen Sprung — die Polarität wächst mit ΔEN stetig an.

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