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Elektronegativitätsdifferenz – Wikipedia (Deutsch) – Lokale Kopie Zum Inhalt springen

Elektronegativitätsdifferenz

aus Wikipedia, der freien Enzyklopädie
(Weitergeleitet von Delta-EN)

Vorlage:Hinweisbaustein

Datei:Ionen-Charakter.png
Abschätzung des prozentualen Ionenbindungsanteils in Abhängigkeit von der Elektronegativitätsdifferenz

Die Elektronegativitätsdifferenz (im Laborjargon auch Delta-EN (ΔEN) genannt) ist in einer Bindung die Differenz der Elektronegativitäten der beteiligten Atome.

Gemeinsame Elektronen werden vom Bindungspartner mit der größeren Elektronegativität stärker angezogen und führen dort zu einer negativen Teilladung. Umgekehrt entsteht beim Bindungspartner mit der kleineren Elektronegativität eine positive Teilladung. Damit wird zwischen den Bindungspartnern eine polare Elektronenbindung ausgebildet.<ref>{{#invoke:Vorlage:Literatur|f}}</ref>

Wird Delta-EN sehr groß, kann die Bindung häufig vorteilhafter als Ionenbindung (elektrovalente Bindung) beschrieben werden.<ref>{{#if:|{{#iferror: {{#iferror:{{#invoke:Vorlage:FormatDate|Execute}}|}}| |}}}}{{#if:H. O. Pritchard, H. A. Skinner|H. O. Pritchard, H. A. Skinner: }}{{#if:|{{#if:The Concept Of Electronegativity|[{{#invoke:Vorlage:Internetquelle|archivURL|1={{#invoke:URLutil|getNormalized|1={{{archiv-url}}}}}}} {{#invoke:Vorlage:Internetquelle|TitelFormat|titel=The Concept Of Electronegativity}}]{{#if:PDF| (PDF)}}{{#if:| {{{titelerg}}}{{#invoke:Vorlage:Internetquelle|Endpunkt|titel={{{titelerg}}}}}}}}}|{{#if:https://pubs.acs.org/doi/pdf/10.1021/cr50004a005%7C{{#if:{{#invoke:TemplUtl%7Cfaculty%7C}}%7C{{#invoke:Vorlage:Internetquelle%7CTitelFormat%7Ctitel={{#invoke:WLink%7CgetEscapedTitle%7C1=The Concept Of Electronegativity}}}}|[{{#invoke:URLutil|getNormalized|1=https://pubs.acs.org/doi/pdf/10.1021/cr50004a005}} {{#invoke:Vorlage:Internetquelle|TitelFormat|titel={{#invoke:WLink|getEscapedTitle|1=The Concept Of Electronegativity}}}}]}}{{#if:PDF| (PDF{{#if:2002-05-01{{#if: 2025-02-17 | {{#if:{{#invoke:TemplUtl|faculty|}}||1}}}} 

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Fluorwasserstoff (HF) Kohlenstoffdioxid (CO2) Wasser (H2O)
Datei:HF ohne V.1.svg Datei:CO2 Polarization V.2.svg Datei:H2O Polarization V.2.svg
<math>\Delta E_N = 1{,}9</math> <math>\Delta E_N = 1{,}0</math> <math>\Delta E_N = 1{,}4</math>

Als Faustregel kann gesagt werden, dass Moleküle mit einem asymmetrischen Aufbau und einer Differenz der Elektronegativitäten (ΔEN) nach Pauling kleiner als 1,7, aber größer als 0,5 als Dipol-Moleküle auftreten. D. h. diese Moleküle sind zwar nach außen elektrisch neutral, haben aber ein (messbares) Dipolmoment. Bei Molekülen mit ΔEN größer 1,7 nimmt man einen ionischen Bindungscharakter an.<ref>{{#if:|{{#iferror: {{#iferror:{{#invoke:Vorlage:FormatDate|Execute}}|}}| |}}}}{{#if:N. Bruce Hannay, Charles P. Smyth|N. Bruce Hannay, Charles P. Smyth: }}{{#if:|{{#if:The Dipole Moment of Hydrogen Fluoride and the Ionic Character of Bonds|[{{#invoke:Vorlage:Internetquelle|archivURL|1={{#invoke:URLutil|getNormalized|1={{{archiv-url}}}}}}} {{#invoke:Vorlage:Internetquelle|TitelFormat|titel=The Dipole Moment of Hydrogen Fluoride and the Ionic Character of Bonds}}]{{#if:PDF| (PDF)}}{{#if:| {{{titelerg}}}{{#invoke:Vorlage:Internetquelle|Endpunkt|titel={{{titelerg}}}}}}}}}|{{#if:https://pubs.acs.org/doi/pdf/10.1021/ja01206a003%7C{{#if:{{#invoke:TemplUtl%7Cfaculty%7C}}%7C{{#invoke:Vorlage:Internetquelle%7CTitelFormat%7Ctitel={{#invoke:WLink%7CgetEscapedTitle%7C1=The Dipole Moment of Hydrogen Fluoride and the Ionic Character of Bonds}}}}|[{{#invoke:URLutil|getNormalized|1=https://pubs.acs.org/doi/pdf/10.1021/ja01206a003}} {{#invoke:Vorlage:Internetquelle|TitelFormat|titel={{#invoke:WLink|getEscapedTitle|1=The Dipole Moment of Hydrogen Fluoride and the Ionic Character of Bonds}}}}]}}{{#if:PDF| (PDF{{#if:2002-05-01{{#if: 2025-02-17 | {{#if:{{#invoke:TemplUtl|faculty|}}||1}}}} 

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Die Verbindungen, die als potentielles Ion das H+ (Proton) besitzen, können keine Ionenverbindungen sein, da das H+ aufgrund vollständig fehlender Elektronenhülle kein echtes selbständiges Ion ist. Mit H+ bildet sich deshalb grundsätzlich das s-p-σ- bzw. s-q-σ-Bindungsorbital, aus dem das H+ in einer Protolysereaktion bei ausreichendem ΔEN herauswechseln kann.

Einzelnachweise

<references />

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