Polare Atombindung

Inhalt

• Polare Atombindung – Chemie
• Die Polarität einer Atombindung
• Die unpolare Atombindung
• Die polare Atombindung
• Die Elektronegativitätsdifferenz zur Beurteilung der Polarität von Atombindungen
• Eigenschaften von Stoffen mit polarer Atombindung
• Hinweise zum Video

Polare Atombindung – Chemie

Weißt du, dass wir nur deswegen mit Wasser kochen können, weil die Atombindungen im Wassermolekül polar sind? Die Atombindungen in Stoffen sind keineswegs immer gleichartig. Man unterscheidet insbesondere die unpolaren Atombindungen von den polaren Atombindungen. Diese Polarität der Bindungen hat einen großen Einfluss auf Stoffeigenschaften wie Siedepunkt oder Reaktivität. Zunächst erinnern wir uns daran, was eine Atombindung ist. Anschließend betrachten wir die Polarität.

Die Atombindung
Die Atombindung ist die Bindung zwischen Atomen über gemeinsame Elektronenpaare. Dabei erreichen die beteiligten Bindungspartner, das sind die an der Bindung beteiligten Atome, die energetisch günstige Edelgaskonfiguration. Dafür stehen folgende Beispiele:

• Zwei Wasserstoffatome ($\ce{H}$), die jeweils über ein Außenelektron verfügen, vereinigen sich zu einem Wasserstoffmolekül ($\ce{H2}$), indem sie aus ihren beiden Elektronen eine Atombindung aufbauen.
  $\ce{H\cdot + \cdot H -> H\color{red}{-}H}$
  In Rot das gemeinsame Elektronenpaar.

• Zwei Chloratome ($\ce{Cl}$), die jeweils über ein Außenelektron verfügen, vereinigen sich zu einem Chlormolekül ($\ce{Cl2}$), indem sie aus ihren beiden Elektronen eine Atombindung aufbauen.
  $\ce{Cl\cdot + \cdot Cl -> Cl\color{red}{-}Cl}$
  In Rot das gemeinsame Elektronenpaar. Wenn wir die nichtbindenden Elektronenpaare beim Chlor berücksichtigen, dann sieht die Darstellung so aus:
  $\vert\ce{\overline {\underline {Cl}}$$\cdot$ +~ \cdot$\overline {\underline {Cl}}\vert}$ $\longrightarrow$ $\vert\ce{\overline {\underline {Cl}}$ $\color{red} \color{red}{-}~$ $\overline {\underline {Cl}}}\vert$
  In Rot das gemeinsame Elektronenpaar.

Bei Atombindungen muss es sich nicht um Einfachbindungen handeln. So werden im Stickstoffmolekül ($\ce{N_2}$) zwei Stickstoffatome ($\ce{N}$) über eine Dreifachbindung mit drei gemeinsamen Elektronenpaaren gebunden: $\vert\ce{N} \equiv \ce{N}\vert$

Die Polarität einer Atombindung

Bei einer Polarität liegen zwei entgegengesetzte Pole vor. In der Chemie spielt die elektrische Polarität eine wichtige Rolle. So gibt es bei den Ionenbindungen in Salzen sogar eine vollständige elektrische Ladungstrennung mit einem Kation als positivem Pol und einem Anion als negativem Pol. Dagegen kann sich bei polaren Atombindungen nur teilweise eine solche Ladungstrennung ausbilden. In diesem Fall gibt es an den bindenden Atomen positive bzw. negative Partialladungen, die mit $\delta^+$ und $\delta^-$ symbolisiert werden.

Die unpolare Atombindung

Bei den Atombindungen zwischen den gleichen Atomen wie bei den vorgestellten Molekülen $\ce{H2}$, $\ce{Cl2}$ oder $\ce{N2}$ handelt es sich um unpolare Atombindungen, da die Elektronenverteilung auf der gemeinsamen Bindung zwischen beiden Atomen symmetrisch ist. Bei einer unpolaren Atombindung besteht also eine Gleichverteilung der Elektronen auf der gemeinsamen Atombindung. Es gibt dann keine Partialladungen. Ein Beispiel für eine unpolare Atombindung ist das Wasserstoffmolekül:
$\ce{H\color{red}{-}H}$

Die polare Atombindung

Bei Atombindungen zwischen zwei unterschiedlichen Atomen sind die Elektronen auf der gemeinsamen Atombindung asymmetrisch (nicht symmetrisch) verteilt. Die Elektronen halten sich dann mehr oder weniger in der Nähe eines der beiden bindenden Atome auf. Es liegt eine Polarität vor und man spricht von einer polaren Atombindung. Es treten dann Partialladungen auf. Ein Beispiel für eine polare Atombindung mit Partialladungen ist das Chlorwasserstoffmolekül:
$\ce{^{\color{blue}{\delta^+}}H-Cl~^{\color{red}{\delta^-}}}$
Die Partialladungen sind hier farblich hervorgehoben: in Blau die positive Partialladung und in Rot die negative Partialladung.
Die negative Partialladung am Chloratom bedeutet, dass das Chloratom die Elektronen auf der Atombindung stärker anzieht. Damit sind die Elektronen auf der Bindung nicht mehr gleich verteilt.

Merke: Eine polare Atombindung liegt vor, wenn die Bindungspartner die Elektronen unterschiedlich stark anziehen.

Die polare Atombindung im Molekül $\ce{HCl}$ verursacht die Ausbildung zweier Pole, einerseits am Chloratom ($\color{red}{\delta^-}$) und andererseits am Wasserstoffatom ($\color{blue}{\delta^+}$). Damit ist das Chlorwasserstoffmolekül ein Dipol, das entlang seiner polaren Atombindung ein messbares Dipolmoment aufweist.

Die Elektronegativitätsdifferenz zur Beurteilung der Polarität von Atombindungen

Ob eine polare oder unpolare Atombindung vorliegt, lässt sich mit der Elektronegativitätsdifferenz, kurz $\Delta EN$, beurteilen. Die Elektronegativität $EN$ ist dabei die Fähigkeit eines Elements, Elektronen auf Bindungen an sich zu ziehen. Je höher nun die Differenz zwischen den Elektronegativitäten der Bindungspartner, desto polarer ist die Atombindung.
In der folgenden Tabelle sind die Werte für die Elektronegativität (nach Pauling) einiger Elemente aufgeführt.

Fluor hat dabei mit 4,0 die nach der Pauling-Skala höchste Elektronegativität.

Nun schauen wir uns die Elektronegativitätsdifferenzen $\Delta EN$ in einigen Molekülen an.

• Atombindungen mit Werten im Bereich von $0 < \Delta EN < 0,6$ bezeichnet man als unpolare Atombindungen, wie zum Beispiel bei den Molekülen Wasserstoff und Chlor.
• Atombindungen mit Werten im Bereich von $0,6 < \Delta EN < 1,8$ sind polare Verbindungen wie zum Beispiel Wasser. Obwohl Fluorwasserstoff einen Wert von $\Delta EN =\pu 1,9$ aufweist, handelt es sich um eine Molekülverbindung.
• Atombindungen mit Werten von $\Delta EN > 1,8$ sind meist schon Ionenbindungen. Die Grenzen sind aber auch hier nur als Richtwerte zu sehen. So ist Aluminumchlorid mit $\Delta EN =\pu 1,5$ ein Salz mit Ionenbindungen.

Mit den Werten für die Elektronegativitätsdifferenz kannst du jetzt abschätzen, wie polar eine Atombindung ist.

Eigenschaften von Stoffen mit polarer Atombindung

Typische Moleküle mit polarer Atombindung sind Chlorwasserstoff ($\ce{HCl}$), Bromwasserstoff ($\ce{HBr}$), Ammoniak ($\ce{NH_3}$) und Wasser ($\ce{H_2O}$). In diesen Molekülen trägt Wasserstoff immer eine positive Partialladung. Halogene ($\ce{Cl, Br}$), Stickstoff oder Sauerstoff tragen immer eine negative Partialladung.

Stoffe mit polarer Atombindung haben folgende gemeinsame Stoffeigenschaften:

• Die polare Atombindung begünstigt eine Dissoziation. So dissoziiert Chlorwasserstoff in Wasser in Protonen und Chloridionen:
  $\ce{HCl -> H+ + Cl-}$
  Deswegen löst sich Chlorwasserstoff sehr gut in Wasser.

• Die polare Atombindung begünstigt eine Protonierung. So wird Ammoniak mit Chlorwasserstoff leicht zum Ammoniumion protoniert:
  $\ce{NH3 + HCl -> Cl- + NH4+}$
  Deswegen löst sich Ammoniak sehr gut in Wasser und Säuren.

• Moleküle mit polaren Atombindungen können Wasserstoffbrückenbindungen bilden. So entstehen im Wasser zwischen den Sauerstoff- und den Wasserstoffatomen der verschiedenen Wassermoleküle diese Wasserstoffbrückenbindungen. Die negative Partialladung an den Sauerstoffatomen und die positive Partialladung an den Wasserstoffatomen verursachen diese Art der elektrostatischen Anziehung.
  Im Ergebnis bilden sich im Wasser große Molekülaggregate. Nur deswegen hat Wasser einen im Vergleich zu seiner geringen Molekülgröße so hohen Siedepunkt bei $\pu{100 °C}$. Die Wasserstoffbrückenbindungen bewirken beim Wasser eine Siedepunktserhöhung. Ansonsten wäre Wasser schon unter Raumbedingungen ein Gas und wir könnten mit Wasser nicht kochen!

Hinweise zum Video

In diesem Video wird dir die polare Atombindung erklärt und gezeigt. Außerdem erfährst du, wie man beurteilt, ob eine Bindung polar ist. Zum besseren Verständnis solltest du bereits wissen, was Moleküle, Ionenverbindungen und Säuren sind.

Du findest hier auch Übungen und Arbeitsblätter. Beginne mit den Übungen, um gleich dein neues Wissen über polare Atombindungen zu testen.

Das Wissen über polare Atombindungen ist eine Voraussetzung zum Verständnis von Dipolen und von Dipol‑Dipol‑Wechselwirkungen sowie von Van-der-Waals-Kräften und Wasserstoffbrückenbindungen.