Gemeinsame Elektronen sind nicht immer gleich verteilt. Vergleiche Bindungspartner, berechne die Elektronegativitätsdifferenz und ordne Teilladungen richtig zu.
elektronUnsicher beim Einstieg?3 Aufgaben im freiwilligen Kurzcheck
Was kannst du schon?
Drei kurze Aufgaben helfen dir, deinen Startpunkt zu finden. Wenn du unsicher bist, wähle „Weiß ich noch nicht“.
Entscheide ohne Nachschlagen. Pro Aufgabe passt genau eine Antwort.
Lösungen mit Erklärungen
Es kann eine polare Bindung entstehen – Ungleiche Elektronenverteilung erzeugt positive und negative Teilladungen an den Partnern.
Cl – Chlor ist elektronegativer und zieht die gemeinsamen Elektronen stärker an.
Als Betrag der Differenz beider Werte – Der Betrag macht die Differenz unabhängig von der Reihenfolge nichtnegativ.
Elektronegativität: Wie stark ein Atom Bindungselektronen anzieht
Die Elektronegativität, kurz EN, beschreibt die Fähigkeit eines Atoms, Elektronendichte in einer chemischen Bindung anzuziehen. Sie hilft dir zu beurteilen, wie die gemeinsamen Elektronen zwischen zwei Bindungspartnern verteilt sind. Sie ist keine elektrische Ladung und keine Anzahl von Außenelektronen.
Es gibt verschiedene Skalen. Hier verwenden wir Werte der Pauling-Skala ohne Einheit: Wasserstoff 2,20, Kohlenstoff 2,55, Sauerstoff 3,44, Chlor 3,16 und Fluor 3,98. Schulbücher runden teils auf eine Nachkommastelle. Nutze innerhalb einer Rechnung dieselbe Wertetabelle.
Gleiche Bindungspartner: H–H
2,20 − 2,20 = 0
Beide H-Atome ziehen die gemeinsamen Elektronen gleich stark an. Die Elektronendichte ist symmetrisch verteilt.
Unpolare Bindung: Es entstehen keine dauerhaften Teilladungen an den beiden Atomen.
Unterschiedliche Partner: H–Cl
3,16 − 2,20 = 0,96
Chlor zieht die Bindungselektronen stärker an als Wasserstoff. Die Elektronendichte ist zum Cl-Atom verschoben.
Polare Bindung: H trägt δ+, Cl trägt δ−.
H–H, H–Cl, H–F und C–O: Elektronenverteilung vergleichen
Wähle ein Atompaar und vergleiche zuerst die beiden EN-Werte. Sage vorher, welches Atom δ− erhält. Prüfe anschließend die dargestellte Elektronenverteilung. Die Bilder zeigen Bindungsausschnitte.
Gleiche Bindungspartner ziehen die gemeinsamen Elektronen gleich stark an. H–H ist unpolar; es entstehen keine entgegengesetzten permanenten Teilladungen.
Vorhersagen und überprüfen: Wechsle von H–Cl zu H–F. An welchem Atom liegt jeweils δ−, und bei welchem Paar ist die EN-Differenz größer?
Erklärung nach dem Ausprobieren öffnen
Cl beziehungsweise F tragen δ−. Bei H–F ist ΔEN = 3,98 − 2,20 = 1,78 größer als bei H–Cl mit 0,96. Das bedeutet einen stärker polaren Bindungscharakter, aber nicht automatisch eine Ionenbindung.
Teilladungen zuordnen: Das elektronegativere Atom trägt δ−
H–Cl: Bindung, Teilladungen und Dipolpfeil lesen
δ heißt „Delta“ und kennzeichnet eine Teilladung. Der blaue Strich ist die Atombindung. Der grüne chemische Dipolpfeil zeigt vom positiven zum negativen Ende; das Kreuz markiert sein positives Ende.
Gezeigt ist die Bindung mit ihren Teilladungen, keine vollständige Lewis-Formel mit allen freien Elektronenpaaren.
Das elektronegativere Atom trägt in der einfachen Zuordnung die negative Teilladung δ−. Der andere Partner erhält die positive Teilladung δ+. Das griechische Delta macht deutlich: Es geht um eine ungleiche Verteilung innerhalb der Bindung, nicht um die vollständige Übertragung eines Elektrons.
Ein HCl-Molekül wird deshalb als Hδ+–Clδ− beschrieben. Es ist insgesamt neutral, obwohl seine Ladungsverteilung unsymmetrisch ist. Zeichne hier nicht einfach ein freies H⁺ neben ein freies Cl⁻: Das würde einen anderen Teilchenzustand darstellen.
Unsere Abbildungen zeigen nur den betrachteten Bindungsausschnitt. Freie Elektronenpaare und weitere Bindungen sind bewusst nicht vollständig eingezeichnet. Bei C–O ist beispielsweise eine Bindung innerhalb eines Moleküls gemeint, kein isoliertes vollständiges CO-Molekül.
EN-Differenz berechnen und Teilladungen bestimmen: Beispiel H–Cl
1. Werte ablesen: Wasserstoff hat EN = 2,20 und Chlor EN = 3,16. Beide Werte stammen aus derselben Skala.
2. Differenz berechnen: Ziehe den kleineren Wert vom größeren ab: ΔEN = 3,16 − 2,20 = 0,96. Die Betragsstriche in der allgemeinen Formel sorgen dafür, dass die Differenz unabhängig von der Reihenfolge nicht negativ wird.
3. Richtung bestimmen: Chlor hat den größeren Wert. Deshalb ist die Bindungselektronendichte zu Chlor verschoben. Chlor erhält δ−, Wasserstoff δ+.
4. Ergebnis formulieren: H–Cl ist eine polare kovalente Bindung. Die Elektronen werden weiterhin gemeinsam genutzt, aber ungleich verteilt. Ein chemischer Dipolpfeil mit Kreuz am positiven Ende zeigt hier von H zu Cl.
Vier Bindungen mit derselben Wertetabelle vergleichen
Bindung
ΔEN auf der Pauling-Skala
Teilladungen
H–H
|2,20 − 2,20| = 0
keine
H–Cl
|2,20 − 3,16| = 0,96
H: δ+ · Cl: δ−
H–F
|2,20 − 3,98| = 1,78
H: δ+ · F: δ−
C–O
|2,55 − 3,44| = 0,89
C: δ+ · O: δ−
EN-Differenz deuten: Bindungspolarität hat keine starre Ionengrenze
Eine größere Elektronegativitätsdifferenz ist ein Hinweis auf eine stärkere Ungleichverteilung. Für H–F erhältst du 3,98 − 2,20 = 1,78. Das ist größer als die 0,96 bei H–Cl. Bei H–H ist die Differenz dagegen null.
In vielen Schulbüchern werden grobe Grenzen zwischen unpolar, polar und ionisch verwendet. Diese Grenzen unterscheiden sich etwas und sind keine scharfen Naturgesetze. Bindungscharakter verändert sich kontinuierlich; die Stoffstruktur und die beteiligten Elemente gehören zur Einordnung dazu.
Gerade HF zeigt die Grenze eines starren Zahlenkriteriums: Trotz großer Differenz enthält ein HF-Molekül eine stark polare kovalente Bindung. Eine Rechnung über einem bestimmten Grenzwert beweist also nicht automatisch, dass ein Stoff ein Ionengitter bildet.
Auch die Größe eines gemessenen Dipolmoments lässt sich nicht allein aus ΔEN ablesen. Sie hängt unter anderem von Ladungsverteilung und Abstand der Ladungsschwerpunkte ab. Die Farbflächen unserer Grafiken stellen daher nur die Richtung der Verschiebung dar und sind keine quantitative Dichtemessung.
EN im Periodensystem: Meist nach rechts und oben zunehmend
Innerhalb einer Periode nimmt die Elektronegativität bei vielen Hauptgruppenelementen im Allgemeinen von links nach rechts zu. Innerhalb einer Gruppe nimmt sie nach unten häufig ab. Fluor besitzt auf der Pauling-Skala den höchsten Wert.
Diese Tendenzen helfen beim Abschätzen, ersetzen aber keine Wertetabelle. Verwechsle „weit rechts“ nicht mit „immer höher“ für jeden beliebigen Vergleich. Insbesondere Edelgase werden in einfachen EN-Tabellen oft ausgelassen; die Skala beschreibt Atome in Bindungen, nicht bloß ihre Position.
Vertiefung: Elektronegativität und Elektronenaffinität unterscheiden
Elektronegativität ist außerdem nicht dasselbe wie Elektronenaffinität. Letztere beschreibt die Energieänderung bei der Elektronenaufnahme eines isolierten gasförmigen Teilchens. Für unsere Frage nach der Verteilung gemeinsamer Bindungselektronen verwenden wir die Elektronegativität.
Vom Bindungsdipol zum Dipolmolekül: Die räumliche Form mitprüfen
Eine Bindungspolarität betrifft eine bestimmte Bindung. Ob das gesamte Molekül ein permanentes Dipolmoment besitzt, hängt zusätzlich von seiner räumlichen Form ab. Mehrere Bindungsdipole können sich gegenseitig aufheben.
Kohlenstoffdioxid ist linear: O=C=O. Beide C=O-Bindungen sind polar, aber ihre gleich großen, entgegengesetzten Beiträge heben sich im symmetrischen Molekül auf. CO₂ hat deshalb kein permanentes Dipolmoment.
Wasser ist geknickt. Die beiden O–H-Bindungsdipole heben sich daher nicht auf; das Molekül besitzt ein permanentes Dipolmoment. Die ausführliche Bestimmung von Molekülform und Dipoleigenschaft folgt auf eigenen Seiten. Hier lautet die entscheidende Unterscheidung: Polare Bindungen allein reichen als Begründung für ein Dipolmolekül nicht aus.
Mit Erklärungen üben oder dein Wissen testen – du entscheidest.
Übe in deinem Tempo
Wähle eine Stufe. Du bekommst zu jeder Antwort eine Rückmeldung und kannst nach einem Tipp erneut antworten. Wähle die passende Antwort. Begründe deine Entscheidung zunächst selbst und vergleiche sie anschließend mit der Erklärung.
Fortschritt auf diesem Gerät merken
Optional: Dein Fortschritt wird nur in diesem Browser gespeichert.
Alle 18 Aufgaben mit Lösungen zum Nachlesen
1 · Erkennen und zuordnen
1. Was beschreibt die Elektronegativität?
Die Anziehung von Bindungselektronendichte durch ein Atom
Die Anzahl seiner Neutronen
Die elektrische Gesamtladung eines Moleküls
Lösung und Erklärung
Die Anziehung von Bindungselektronendichte durch ein Atom
EN beschreibt eine Fähigkeit eines Atoms in einer Bindung, keine Teilchenzahl oder Ladung.
2. Welches Atom erhält im einfachen Modell einer polaren Bindung δ−?
Das mit dem niedrigeren EN-Wert
Immer das mit der größeren Masse
Das mit dem höheren EN-Wert
Lösung und Erklärung
Das mit dem höheren EN-Wert
Die Elektronendichte ist zum elektronegativeren Partner verschoben. Dadurch trägt er die negative Teilladung.
3. Welche Bindung hat bei identischen Partnern ΔEN = 0?
H–F
Cl–Cl
H–Cl
Lösung und Erklärung
Cl–Cl
Zwei gleiche Chloratome besitzen dieselbe Elektronegativität und ziehen die gemeinsamen Elektronen gleich stark an.
4. Welche Einheit haben die verwendeten Pauling-EN-Werte?
Keine Einheit
Coulomb
Gramm pro Mol
Lösung und Erklärung
Keine Einheit
Die Werte der Pauling-Skala sind dimensionslos.
5. Was bezeichnet δ+ in Hδ+–Clδ−?
Zwingend die Ionenladung +1
Ein zusätzliches Proton
Eine positive Teilladung
Lösung und Erklärung
Eine positive Teilladung
Delta kennzeichnet eine ungleiche Elektronenverteilung in einer Bindung, keine vollständige Ionenladung.
6. Welches Element hat auf der Pauling-Skala den höchsten EN-Wert?
Kohlenstoff
Fluor
Wasserstoff
Lösung und Erklärung
Fluor
Fluor hat auf dieser Skala den höchsten Wert; hier wird 3,98 verwendet.
2 · Anwenden und erklären
1. Berechne ΔEN für O–H mit O = 3,44 und H = 2,20.
1,24
5,64
−1,24
Lösung und Erklärung
1,24
ΔEN ist der Betrag der Differenz: 3,44 − 2,20 = 1,24.
2. C hat EN = 2,55, O hat EN = 3,44. Welche Zuordnung passt zu einer C–O-Bindung?
C: δ− und O: δ+
Beide tragen δ−
C: δ+ und O: δ−
Lösung und Erklärung
C: δ+ und O: δ−
Sauerstoff zieht die Bindungselektronendichte stärker an als Kohlenstoff.
3. H = 2,20, Cl = 3,16, F = 3,98. Welche Bindung hat die größere EN-Differenz?
Beide dieselbe
H–F
H–Cl
Lösung und Erklärung
H–F
Für H–F ergibt sich 1,78, für H–Cl 0,96. Die Differenz ist bei H–F größer.
4. Wohin zeigt der hier verwendete chemische Dipolpfeil mit Kreuz am positiven Ende bei H–Cl?
Von H zu Cl
Von Cl zu H
Vom Bindungsmittelpunkt zu beiden Atomen
Lösung und Erklärung
Von H zu Cl
Der chemische Pfeil zeigt in dieser Konvention zur negativen Seite, also zum elektronegativeren Cl.
5. Was folgt für die Bindungselektronendichte bei H–H?
Sie liegt dauerhaft nur am linken H
Sie wird vollständig aus der Bindung entfernt
Sie ist symmetrisch verteilt
Lösung und Erklärung
Sie ist symmetrisch verteilt
Gleiche Partner ziehen gleich stark an; es entsteht kein dauerhafter Bindungsdipol.
6. Welche Tendenz gilt häufig innerhalb einer Hauptgruppe von oben nach unten?
Die EN ist grundsätzlich identisch
Die EN nimmt ab
Die EN nimmt immer streng zu
Lösung und Erklärung
Die EN nimmt ab
Nach unten nimmt EN häufig ab. Für konkrete Vergleiche bleibt eine Wertetabelle maßgeblich.
3 · Prüfen und übertragen
1. HF hat hier ΔEN = 1,78. Weshalb beweist das allein kein Ionengitter?
Starre Grenzwerte sind nur grobe Hilfen; HF ist molekular mit polarer Bindung
Jede Differenz über 1 ist ein sicherer Ionengitternachweis
Die EN-Differenz kann bei HF nicht berechnet werden
Lösung und Erklärung
Starre Grenzwerte sind nur grobe Hilfen; HF ist molekular mit polarer Bindung
Bindungscharakter und Stoffstruktur müssen gemeinsam betrachtet werden; HF zeigt die Grenze eines starren Zahlenkriteriums.
2. Ein HCl-Molekül besitzt Teilladungen. Was gilt für seine Gesamtladung?
Es ist insgesamt einfach negativ
Es ist insgesamt einfach positiv
Es bleibt neutral
Lösung und Erklärung
Es bleibt neutral
Die Elektronen sind ungleich verteilt, aber im neutralen Molekül insgesamt nicht hinzugekommen oder verschwunden.
3. CO₂ hat polare C=O-Bindungen. Warum ist das Molekül kein permanenter Dipol?
Eine Doppelbindung kann grundsätzlich nicht polar sein
Die gerichteten Beiträge heben sich in der linearen Symmetrie auf
Die O-Atome verlieren ihre Elektronegativität
Lösung und Erklärung
Die gerichteten Beiträge heben sich in der linearen Symmetrie auf
Bindungspolarität und Moleküldipol sind zu unterscheiden. Die räumliche Anordnung entscheidet mit.
4. Warum sollte man für eine Rechnung EN-Werte derselben Tabelle verwenden?
Skalen und Rundungen können sich unterscheiden
EN-Werte dürfen grundsätzlich nicht verglichen werden
Alle Tabellen müssen jedem Element denselben gerundeten Wert geben
Lösung und Erklärung
Skalen und Rundungen können sich unterscheiden
Eine einheitliche Datengrundlage verhindert widersprüchliche Differenzen durch verschiedene Skalen oder Rundungen.
5. Welche Aussage grenzt Elektronegativität von Elektronenaffinität ab?
Beide Begriffe bezeichnen die Neutronenzahl
EN und Affinität sind immer dieselbe Größe mit derselben Einheit
EN beschreibt Bindungselektronen; Affinität betrifft eine Energieänderung bei Elektronenaufnahme eines isolierten gasförmigen Teilchens
Lösung und Erklärung
EN beschreibt Bindungselektronen; Affinität betrifft eine Energieänderung bei Elektronenaufnahme eines isolierten gasförmigen Teilchens
Die beiden Begriffe betreffen unterschiedliche Fragestellungen und dürfen nicht gleichgesetzt werden.
6. Lässt sich ein gemessenes Moleküldipolmoment allein aus einer EN-Differenz ablesen?
Ja, jedes Molekül mit O hat denselben Wert
Nein, Ladungsverteilung und räumliche Abstände spielen ebenfalls eine Rolle
Ja, ΔEN ist direkt der Dipolmomentwert
Lösung und Erklärung
Nein, Ladungsverteilung und räumliche Abstände spielen ebenfalls eine Rolle
Ein Dipolmoment hängt von der räumlichen Ladungsverteilung ab. ΔEN liefert dafür nur einen Teil der Information.
Wie sicher bist du jetzt?
Bearbeite drei weitere Aufgaben ohne Nachschlagen. Nutze die Rückmeldung, um gezielt weiterzulernen.
Entscheide ohne Nachschlagen. Pro Aufgabe passt genau eine Antwort.
Lösungen mit Erklärungen
1,43 – 3,98 − 2,55 = 1,43. Fluor trägt in der einfachen Zuordnung δ−.
Es kennzeichnet eine Teilladung und nicht automatisch ein zusätzliches ganzes Elektron – Eine Teilladung beschreibt die Verschiebung von Elektronendichte innerhalb einer Bindung.
Die räumliche Molekülform – Die Richtung der einzelnen Bindungsbeiträge entscheidet, ob sie sich aufheben oder ein Gesamtdipol bleibt.
Die Aufgaben sind unterschiedlich. Die Ergebnisse geben dir eine kurze Orientierung zu deinem Lernstand.
Weitere Aufgaben zum Selbstcheck
Sechs Aufgaben zum Selbstcheck
Erst selbst lösen, dann die Lösung öffnen.
1 · Was beschreibt die Elektronegativität?
Lösung ansehen
Die Fähigkeit eines Atoms, Elektronendichte in einer chemischen Bindung anzuziehen.
2 · Berechne ΔEN für H–O mit 2,20 und 3,44.
Lösung ansehen
ΔEN = 3,44 − 2,20 = 1,24.
3 · Welcher Partner trägt in H–O die negative Teilladung?
Lösung ansehen
O, denn Sauerstoff ist elektronegativer als Wasserstoff.
4 · Welche Einheit hat ein Pauling-EN-Wert?
Lösung ansehen
Keine. Er ist eine dimensionslose Zahl.
5 · Ist δ− dasselbe wie die Ionenladung −1?
Lösung ansehen
Nein. δ− bezeichnet eine negative Teilladung durch ungleiche Elektronenverteilung.
6 · Beweisen polare Bindungen, dass ein Molekül ein permanentes Dipolmoment hat?
Lösung ansehen
Nein. Die räumliche Anordnung entscheidet mit. Im linearen CO₂ heben sich die Bindungsdipole auf.
