Aktualisiert am 7. Mai 2025.
Elektronegativität beschreibt die Fähigkeit eines Atoms Elektronen einer chemischen Bindung zu sich zu ziehen. Je größer die Elektronegativität, desto stärker zieht das Atom die Elektronen der Bindung zu sich.
Abgekürzt wird die Elektronegativität durch EN oder den griechischen Buchstaben chi (χ). Das Halogen Fluor ist das Atom mit der größten Fähigkeit Elektronen zu sich zu ziehen und hat dementsprechend den größten EN Wert. Die EN Werte können in verschiedenen Büchern oder Periodensystemen etwas abweichen (aufgrund unterschiedlicher Bestimmungsmethoden) die grundsätzliche Reihenfolge von schwach zu stark ist jedoch immer gleich.
In den meisten Periodensystemen werden die EN Werte mit angegeben. Halogene besitzen keine EN-Werte. Die Elektronegativität ist hilfreich, um den Charakter einer chemischen Bindung bestimmen zu können. Dazu muss die Differenz der Elektronegativität der an der Bindung Beteiligten Atome gebildet werden, sprich die Elektronegativitätsdifferenz. Dazu subtrahiert man immer den niedrigeren Wert von dem größeren. Je nach Wert der Different lässt sich dann sagen, ob es sich um eine kovalente Bindung handelt oder eine Ionenbindung. Zudem ist eine Einteilung in unpolare oder polare kovalente Bindung möglich. Der Grenzwert für die Unterscheidung zwischen kovalenter und Ionenbindung liegt bei einem Wert von 1,7. Bei einer Elektronegativitätsdifferenz von über 1,7 handelt es sich um eine Ionenbindung. Alles darunter zählt zu den kovalenten Bindungen. Bei den kovalenten Bindungen ist eine weiter Einteilung in unpolar und polar möglich. Der Grenzwert dazu liegt bei 0,5. Ist die Differenz der EN Werte geringer wird von einer unpolaren Bindung gesprochen. Darüber hingegen von einer polaren.
Ein paar Beispiele zum besseren Verständnis:
Nehmen wir als Beispiel eine Bindung zwischen zwei Atomen – A und B. Sind die Atome gleich elektronegativ, neigen beide Atome dazu, das bindende Elektronenpaar anzuziehen. Es befindet sich somit in der Mitte zwischen den Atomen A und B. Für eine solche Bindung müssten A und B normalerweise dasselbe Atom sein.
Man könnte diese Art von Bindung als eine „reine“ kovalente Bindung betrachten – bei der die Elektronen gleichmäßig zwischen den beiden Atomen aufgeteilt sind. Beispiel: H₂- und Cl₂-Moleküle hätten eine reine kovalente Bindung.
Wenn B elektronegativer als A ist, übt es eine stärkere Anziehungskraft auf das Elektronenpaar aus. Das B-Ende der Bindung weist eine höhere Elektronendichte auf. B wird daher „leicht“ negativ. A hingegen wird aufgrund der relativen Elektronenknappheit „leicht positiv“. Dies wird als polare Bindung bezeichnet.
Eine polare Bindung ist eine kovalente Bindung, bei der eine Ladungstrennung zwischen den beiden Enden vorliegt. Ein Ende ist leicht positiv, das andere leicht negativ. Beispiele hierfür sind die meisten kovalenten Bindungen, wie die Wasserstoff-Chlor-Bindung in Salzsäure oder die Wasserstoff-Sauerstoff-Bindung in Wasser.
Das Elektronenpaar wird zum B-Ende der Bindung gezogen. B hat die vollständige Kontrolle über die Elektronen. Dadurch entsteht eine ionische Bindung.
Bei einer rein kovalenten Bindung befinden sich die Elektronen genau in der Mitte zwischen den Atomen. Bei einer polaren Bindung werden die Elektronen leicht zu einem Ende hingezogen.
Eine gute Zusammenfassung der Thematik findest du auch in folgendem Video:
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