Polare Atombindung

Definition und Entstehung

Eine polare Atombindung ist eine chemische Bindung zwischen Atomen, deren Elektronegativitäten unterschiedlich sind. Die Elektronegativität (EN) beschreibt, wie stark ein Atom die bindenden Elektronen anzieht. Bei einer polaren Atombindung ist der Unterschied jedoch nicht so groß, dass eine reine Ionenbindung entsteht.

Das Atom mit dem größeren EN-Wert zieht die gemeinsamen Elektronen stärker zu sich. Dadurch ist die Ladung entlang der Bindung ungleich verteilt: Das elektronegativere Atom trägt eine negative Teilladung (δ−), das weniger elektronegative Atom eine positive Teilladung (δ+). Diese Teilladungen sind kleiner als die vollständigen Ladungen von Ionen. Die polare Atombindung bildet somit einen Übergang zwischen der reinen, unpolaren Atombindung und der Ionenbindung.

Bindungspolarität und Elektronegativitätsdifferenz

Grundsätzlich kann jede Bindung zwischen Atomen verschiedener Elemente polar sein. Die Stärke der Polarität ist jedoch unterschiedlich. Als Faustregel gilt häufig: Bis zu einer Elektronegativitätsdifferenz (Δ-EN) von etwa 0,4 wird eine Bindung eher als kovalent, ab etwa 1,7 eher als ionisch beschrieben. Diese Werte sind keine scharfen Grenzen, sondern geben an, welche Beschreibung in einem bestimmten Fall sinnvoller ist.

Die Δ-EN ist nicht das einzige entscheidende Kriterium. Auch die Größe und das Größenverhältnis der beteiligten Atome sowie ihre Koordinationszahlen, also die Anzahl der direkt gebundenen Nachbaratome, können die Eigenschaften einer Verbindung beeinflussen.

Fluorwasserstoff (HF) besitzt trotz einer großen Δ-EN von 1,8 eine polar kovalente Bindung. HF ist bei Raumtemperatur ein Gas. Lithiumhydrid (LiH) und Magnesiumhydrid (MgH₂) haben dagegen trotz geringerer Δ-EN von etwa 1,2 beziehungsweise 0,8 salzartige Strukturen, die sich gut ionisch beschreiben lassen. LiH besitzt beispielsweise dieselbe Struktur wie Kochsalz (NaCl).

Auch eine Verbindung mit nur geringer Bindungspolarität kann in Wasser oder anderen Lösungsmitteln Ionen bilden. Beim Iodwasserstoff (HI) beträgt die Δ-EN etwa null. Dennoch ist das Molekül leicht polar und kann als Hδ+–Iδ− dargestellt werden. HI ist eine sehr starke Säure, stärker als HCl, und bildet mit Wasser H₃O⁺- und I⁻-Ionen.

Bindungspolarität und Dipolmoment

Die Polarität einzelner Bindungen bestimmt nicht allein, ob ein Molekül insgesamt ein Dipolmoment besitzt. Ein Dipolmoment liegt vor, wenn positive und negative Ladungsschwerpunkte eines Moleküls nicht zusammenfallen.

Bei einem symmetrischen Molekül können sich die einzelnen Bindungspolaritäten gegenseitig aufheben. Dann besitzt das Molekül nach außen kein Dipolmoment, obwohl seine Atombindungen polar sind. Dies gilt beispielsweise für Kohlenstoffdioxid (CO₂) mit einer Δ-EN von 1,0 und Kohlenstofftetrafluorid (CF₄) mit einer Δ-EN von 1,5. CO₂ ist linear aufgebaut, CF₄ tetraedrisch. In beiden Fällen fallen die positiven und negativen Ladungsschwerpunkte zusammen.

Die zwischenmolekulare Anziehung beruht bei diesen Molekülen daher nur auf Van-der-Waals-Kräften. Ihre relativ niedrigen Siedepunkte machen die fehlende Gesamtpolarität erkennbar. In Brommethan und anderen Halogenalkanen ist dagegen das Halogenatom negativ (δ−) und das benachbarte Kohlenstoffatom positiv (δ+) polarisiert.

Unpolare Atombindung

Eine unpolare Atombindung entsteht, wenn zwei Atome genau die gleiche Elektronegativität besitzen. Das ist nur bei einer Bindung zwischen Atomen desselben chemischen Elements der Fall, beispielsweise bei Cl–Cl.

Bei sehr kleinen Elektronegativitätsdifferenzen, etwa in einer C–H-Bindung, liegt keine vollständig unpolare Bindung im strengen Sinn vor, sondern nur eine sehr schwache Bindungspolarität. Die meisten Kohlenwasserstoffmoleküle besitzen deshalb nur sehr kleine Teilladungen. Verglichen mit anderen Molekülen ähnlicher Größe haben sie relativ niedrige Siedepunkte, weil ihre geringe Polarität die Kräfte der Wasserstoffbrückenbindungen entsprechend gering ausfallen lässt.