Elektronegativitätsdifferenz

Grundidee

Die Elektronegativitätsdifferenz, im Laborjargon Delta-EN (ΔEN), ist in einer chemischen Bindung die Differenz der Elektronegativitäten der beteiligten Atome. Elektronegativität beschreibt, wie stark ein Atom gemeinsame Bindungselektronen anzieht.

Der Bindungspartner mit der größeren Elektronegativität zieht die gemeinsamen Elektronen stärker an. Dadurch entsteht dort eine negative Teilladung. Beim Bindungspartner mit der kleineren Elektronegativität entsteht entsprechend eine positive Teilladung. So bildet sich eine polare Elektronenbindung.

Bindungscharakter

Je größer ΔEN ist, desto stärker ist der ionische Anteil einer Bindung. Bei sehr großer Elektronegativitätsdifferenz kann eine Bindung häufig besser als Ionenbindung, auch elektrovalente Bindung genannt, beschrieben werden. Stoffe, in denen der elektrovalente Anteil dominiert, heißen Salze.

ΔEN allein reicht aber nicht sicher aus, um zu entscheiden, ob eine Verbindung ein Salz ist. Das zeigt der Vergleich von Fluorwasserstoff (HF) und Lithiumiodid (LiI): Für HF beträgt ΔEN = 1,9, für LiI nur ΔEN = 1,2. Trotzdem ist Fluorwasserstoff eine Molekülverbindung, während Lithiumiodid ein Salz mit typisch kristallinem Aufbau in Kochsalz-Struktur ist.

Faustregeln

Als Faustregel gilt nach Pauling: Moleküle mit asymmetrischem Aufbau und einer Elektronegativitätsdifferenz größer als 0,5, aber kleiner als 1,7, treten als Dipol-Moleküle auf. Sie sind nach außen elektrisch neutral, besitzen aber ein messbares Dipolmoment.

Bei ΔEN größer als 1,7 nimmt man einen ionischen Bindungscharakter an. Diese Grenze ist jedoch nur ein Richtwert, wie die Beispiele Fluorwasserstoff und Aluminiumchlorid mit ΔEN = 1,5 zeigen. Bei ΔEN kleiner als 0,5 nimmt man einen unpolaren Bindungscharakter an.

Beispiele

Im Artikel werden mehrere typische Werte genannt: Fluorwasserstoff (HF) hat ΔEN = 1,9, Kohlenstoffdioxid (CO2) hat ΔEN = 1,0, und Wasser (H2O) hat ΔEN = 1,4.

Diese Beispiele zeigen, dass ΔEN Hinweise auf Polarität und Bindungscharakter gibt, aber zusammen mit dem Aufbau des Moleküls und weiteren Eigenschaften betrachtet werden muss.

Besonderheit bei Protonen

Verbindungen, die als potentielles Ion H+ besitzen, können nach dem Artikel keine Ionenverbindungen sein. Der Grund ist, dass H+ wegen seiner vollständig fehlenden Elektronenhülle kein echtes selbständiges Ion ist.

Mit H+ bildet sich deshalb grundsätzlich ein s-p-σ- beziehungsweise s-q-σ-Bindungsorbital. Aus diesem kann H+ in einer Protolysereaktion bei ausreichendem ΔEN herauswechseln.