Elektronegativität
Elektronegativität ist ein Maß dafür, wie stark ein Atom Elektronen anzieht, wenn es eine chemische Bindung bildet. Sie wird oft auf der Pauling-Skala gemessen, wobei höhere Werte eine stärkere Elektronenanziehungskraft anzeigen. Elektronegativität ist entscheidend für das Verständnis der chemischen Bindung und der Molekülstruktur.
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Grundlagen zum Thema Elektronegativität
Elektronegativität – Chemie
Mit der Elektronegativität lernst du eine der wichtigsten Größen in der Chemie kennen! Wenn man nämlich die Elektronegativität gut kennt, kann man mit ihr die halbe Chemie vorhersagen!
Was ist die Elektronegativität? – Definition
Elektronegativität, abgekürzt mit EN, ist ein Maß dafür, wie stark das Atom eines Elements in einer Bindung ein Bindungselektronenpaar an sich zieht. Die Elektronegativität wird als Zahl ohne Einheit angegeben, sie ist dimensionslose Größe.
Die Werte für die Elektronegativität der Elemente findest du im Tafelwerk. Die Elektronegativität kann auch in einem ausführlichen Periodensystem der Elemente abgelesen werden. Meistens ist die Elektronegativität in dem Symbolbildkästchen des jeweiligen Elements unten rechts angegeben. Sie ist eine Zahl ohne Einheit. Je nach Bestimmungsmethode gibt es etwas unterschiedliche Zahlenwerte, beispielsweise für Fluor $F$: 4,0 und $F$: 4,1. So weichen die Werte auf der älteren Pauling-Skala leicht von den Werten auf der modernen Rochow-Skala ab. Einige beispielhafte EN-Werte:
- Kohlenstoff $C$: EN=2,5;
- Sauerstoff $O$: EN= 3,5;
- Berilium $Be$: EN=1,5;
- Fluor $F$: EN=4,1;
- Francium $Fr$: EN=0,9.
Fluor besitzt mit dem Wert 4,1 die höchste Elektronegativität von allen Elementen im Periodensystem und Francium die niedrigste. Sauerstoff hat eine recht hohe Elektronegativität und die von Kohlenstoff liegt im mittleren Bereich.
Abschätzung der Elektronegativität mit dem Periodensystem
Hat man kein Tafelwerk griffbereit, dann hilft dir das Periodensystem (PSE) weiter. Schauen wir uns noch einmal die beiden Elemente mit der höchsten und der niedrigsten Elektronegativität an: Fluor hat die höchste und Francium hat die niedrigste. Schaut man sich deren Lage im Periodensystem an, dann sieht man, dass Fluor ganz weit oben rechts ist und Francium ganz weit unten links. Wie man die Elektronegativität im Periodensystem abschätzen kann, siehst du im folgenden Bild.
Dir fällt jetzt sicher auf, dass ganz oben rechts im Periodensystem eigentlich das Element Helium ($He$) steht. Das ist richtig, aber Helium gehört zu den Edelgasen und Edelgase haben keine Elektronegativität. Denn sie haben bereits eine mit Elektronen voll besetzte Außenschale (Edelgaskonfiguration), damit brauchen sie keine weiteren Elektronen mehr.
Wir sehen gleich, dass die Elektronegativität sich nach der Besetzung der äußeren Elektronenschale richtet. Wir vergleichen die Elemente der zweiten Periode, also Lithium ($Li$), Berillium ($Be$), Bor ($B$), Kohlenstoff ($C$), Sauerstoff ($O$), Fluor ($F$) und Neon ($Ne$):
| 2. Periode | $Li$ | $Be$ | $B$ | $C$ | $N$ | $O$ | $F$ | $Ne$ |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Zahl Valenz- elektronen |
$1$ | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 |
| Elektronegativität EN nach Rochow |
$1,0$ | $1,5$ | $2,0$ | $2,5$ | $3,0$ | $3,5$ | $4,1$ | $-$ |
Nach der Oktettregel fehlen dem Lithium sieben Valenzelektronen für eine voll besetzte Außenschale. Das würde zu viel Energie benötigen! Deshalb gibt es das eine Elektron lieber ab. Lithium hat daher nur eine sehr niedrige Elektronegativität. Kohlenstoff dagegen hat vier Valenzelektronen und könnte sowohl diese vier abgeben als auch vier weitere aufnehmen. Deshalb liegt seine Elektronegativität bei dem mittleren Wert 2,5. Fluor benötigt danach nur noch ein Elektron zur Vervollständigung seiner Außenschale, deswegen zieht es Elektronen stark an. Das Edelgas Neon braucht keine Elektronen mehr und hat deswegen keine Elektronegativität.
Es gilt: Die Elektronegativität nimmt im Periodensystem von links nach rechts zu.
Je weniger Elektronen bis zur Komplettierung der Valenzschale fehlen, umso höher ist die Elektronegativität. Edelgase besitzen keine Elektronegativität, da sie eine mit acht Elektronen bereits komplettierte Valenzschale besitzen.
Wir schauen nun im Periodensystem von oben nach unten und betrachten beispielhaft die Elektronegativitäten der Elemente der VII. Hauptgruppe (Halogene): Fluor ($F$), Chlor ($Cl$), Brom ($Br$), Iod ($I$) und Astat ($At$):
| VII. Hauptgruppe | $F$ | $Cl$ | $Br$ | $I$ | $At$ |
|---|---|---|---|---|---|
| Elektronegativität EN nach Rochow |
$4,1$ | $2,8$ | $2,7$ | $2,2$ | $2,0$ |
Es gilt: Die Elektronegativität im Periodensystem nimmt von oben nach unten ab.
Der Grund liegt darin, dass mit zunehmender Periodenanzahl die Anzahl der besetzten inneren Elektronenschalen zunimmt, welche den Kern abschirmen. Dadurch ist die Anziehungskraft des Kerns auf die äußeren Elektronen geringer und die Elektronegativität kleiner.
Beispiele für Vorhersagen mit der Elektronegativität
Abschätzung der Polarität Im Molekül Wasser ($H_2O$) hat Sauerstoff eine höhere Elektronegativität als Wasserstoff und zieht deshalb die Bindungselektronenpaare an sich heran. Der Sauerstoff hat eine negative und der Wasserstoff eine positive Partialladung. Das Wassermolekül ($H_2O$) ist damit ein polares Molekül, ein Dipol.
Abschätzung von Materialeigenschaften Mit Kenntnis der Elektronegativität kann man beispielsweise für Kochsalz das Folgende abschätzen: Kochsalz besteht aus Natrium und Chlor, die einen sehr großen Unterschied in der Elektronegativität aufweisen. Deswegen hat sich zwischen beiden eine Ionenbindung herausgebildet. Ionische Verbindungen besitzen besondere Materialeigenschaften, sie sind hart und spröde und haben einen hohen Schmelzpunkt.
Abschätzung der Reaktivität In der organischen Chemie will man oft wissen, welches Atom im Molekül besonders reaktiv ist. So liegt beispielsweise im Acetonmolekül eine Doppelbindung des Typs $C=O$ vor. Der Sauerstoff zieht mit seiner höheren Elektronegativität die Elektronen der Bindung zu sich. Dadurch trägt das Kohlenstoffatom eine positive Partialladung. An dieser Stelle des Moleküls greifen nun bevorzugt sogenannte Nukleophile an. Dieses Wissen ist wichtig in der Syntheseplanung.
Zusammenfassung – Elektronegativität kurz erklärt
- Elektronegativität EN ist ein Maß dafür, wie stark das Atom eines Elements in einer Bindung ein Bindungselektronenpaar an sich zieht.
- Die Elektronegativität nimmt im Periodensystem innerhalb einer Periode von links nach rechts zu.
- Die Elektronegativität nimmt im Periodensystem innerhalb einer Hauptgruppe von oben nach unten ab.
- Edelgase besitzen keine Elektronegativität.
- Mit der Kenntnis der Elektronegativität kann man die Polarität eines Moleküls und die Materialeigenschaften vorhersagen. Außerdem kann man mit ihr chemische Synthesen planen und steuern.
Hinweise zum Video
In diesem Video lernst du, was Elektronegativität ist, wie man sie anhand des Periodensystems abschätzen kann und warum ihre Kenntnis so nützlich ist. Für ein besseres Verständnis solltest du das Periodensystem der Elemente, den Atomaufbau und die Besetzung der Schalen mit Elektronen sowie die Oktettregel (Edelgasregel) gut kennen.
Du findest hier auch Übungen und Arbeitsblätter. Beginne mit den Übungen, um gleich dein neues Wissen über die Elektronegativität zu testen.
Transkript Elektronegativität
Jauuuu, die geben ganz schön Gas! Die hier auuuuuch. Ohweia! Ein ganz schönes Hin und Her. Wie cool wäre es, wenn man schon VOR dem Tauziehen anhand eines Wertes herausfinden könnte, wer wie stark ziehen kann. Wenn man einfach nur durch bloßen Anblick die Stärke ansehen könnte. So wie bei diesem kleinen Kumpel hier. Mächtig! Nun ja, so einen Wert gibt es in der Chemie. Lass uns das einmal gemeinsam ansehen. In diesem Video geht es um die "Elektronegativität". Aber ganz von vorne: was genau versteht man unter "Elektronegativität"? Die Elektronegativität, kurz
Elektronegativität Übung
-
Prüfe die Aussagen über die Elektronegativität.
TippsEs gibt zwei richtige Antworten.
Die Elektronegativität hat mit den Elektronen in der Atomhülle zu tun.
LösungDie Elektronegativität, kurz: EN, ist eine dimensionslose Größe. Sie beschreibt, wie stark ein Atom die Elektronen in einer chemischen Bindung an sich zieht. Das Formelzeichen ist das $\chi$.
Wie groß die Elektronegativität eines Elements ist, verrät uns meist das Periodensystem der Elemente: Die EN-Werte, die du dort auf den jeweiligen Kacheln der Elemente findest, liegen zwischen $\mathbf{0,\!7}$ und $\mathbf{4,\!1}$.
Die Differenz der Werte der Elektronegativität gibt Aufschluss über den Bindungstyp.
-
Kennzeichne die Bindungsarten.
TippsIonenbindungen haben eine hohe Elektronegativitätsdifferenz.
$1,\!9 < 2,\!8$ bedeutet, dass $1,\!9$ kleiner ist als $2,\!8$.
LösungUm die Elektronegativitätsdifferenz (EN-Differenz) zu berechnen, lesen wir die jeweiligen Werte auf dem Periodensystem der Elemente ab.
Da unsere Differenz immer positiv sein soll, subtrahieren wir den geringeren Wert vom größeren. Das berechnete Ergebnis gibt folglich Auskunft, um welche Bindungsart es sich bei der chemischen Verbindung handelt:
- Ist die EN-Differenz größer als $\mathbf{1,\!7}$ ($\Delta \text{EN} > 1,\!7$), liegt eine Ionenbindung vor. Ein Beispiel dafür ist Natriumchlorid mit einer EN-Differenz von $2,\!3$.
- Ist die EN-Differenz kleiner als $\mathbf{1,\!7}$ ($\Delta \text{EN} < 1,\!7$), liegt eine Atombindung vor. Dafür ist Wasser ein typisches Beispiel mit einer EN-Differenz von $1,\!2$.
-
Erkläre den Zusammenhang der Elektronegativität mit dem Periodensystem.
TippsHier siehst du die erste Gruppe des Periodensystems: Die Elemente werden zu den Alkalimetallen zusammengefasst und besitzen jeweils ein Außenelektron.
Die Valenzelektronen sind die Elektronen auf der äußersten Schale des Atoms.
LösungEs lassen sich zwei allgemeine EN-Trends aus dem Periodensystem herauslesen:
- Innerhalb einer Periode nimmt die Elektronegativität von links nach rechts zu. Das ist damit zu erklären, dass die Anziehungskraft des Atomkerns auf jedes Elektron mit steigender Anzahl der Protonen zunimmt.
- Innerhalb einer Gruppe nimmt die Elektronegativität von oben nach unten ab. Das ist mit dem größer werdenden Abstand von Valenzelektronen zum Atomkern durch die zusätzlichen Schalen und demzufolge mit der geringeren Anziehung zu erklären.
Edelgase haben keine Elektronegativität. Das liegt daran, dass sie bereits eine mit Elektronen voll besetzte Außenschale haben. Sie sind energetisch sehr stabil. -
Bestimme die Bindungstypen der chemischen Verbindungen.
TippsWenn die EN-Differenz kleiner als $0,\!5$ ist, dann handelt es sich um eine unpolare Atombindung.
Drei Verbindungen sind Ionenbindungen.
LösungUm die Elektronegativitätsdifferenz (EN-Differenz) zu berechnen, lesen wir die jeweiligen Werte aus dem Periodensystem der Elemente ab. Es kann sein, dass du auf verschiedenen Periodensystemen unterschiedliche Werte findest. Das liegt daran, dass es mehrere Modelle gibt, um die Elektronegativität zu bestimmen. Sie ist also keine Messgröße, sondern vielmehr ein Richtwert.
Da unsere Differenz immer positiv sein soll, subtrahieren wir den geringeren Wert vom größeren. Das berechnete Ergebnis gibt folglich Auskunft, um welche Bindungsart es sich bei der chemischen Verbindung handelt:
- Ist die EN-Differenz kleiner als $\mathbf{0,\!5}$ ($\Delta \text{EN} < 0,\!5$), liegt eine unpolare Atombindung vor. Ein Beispiel dafür ist Methan ($\Delta \text{EN}{:} 0,\!35$).
- Ist die EN-Differenz zwischen $\mathbf{0,\!5}$ und $\mathbf{1,\!7}$ ($0,\!5 < \Delta \text{EN} > 1,\!7$), liegt eine polare Atombindung vor. Ein typischer Beispiel dafür ist Kohlenstoffdioxid ($\Delta \text{EN}{:} 0,\!89$).
- Ist die EN-Differenz größer als $\mathbf{1,\!7}$ ($\Delta \text{EN} > 1,\!7$), liegt eine Ionenbindung vor. Chemische Verbindungen wie Natriumchlorid ($\Delta \text{EN}{:} 2,\!23$), Magnesiumoxid ($\Delta \text{EN}{:} 2,\!13$) und Lithiumbromid ($\Delta \text{EN}{:} 1,\!98$) sind Beispiele für diese Bindungsart.
Die Differenzen sind nicht als fixe Grenze zu sehen, sondern eher als fließender Übergang. -
Bestimme die Elektronegativitätswerte der Elemente.
TippsFluor ist das Element mit der höchsten Elektronegativität.
Innerhalb einer Periode nimmt die Elektronegativität von links nach rechts zu.
LösungLithium $\ce{(Li)}$ in der ersten Hauptgruppe hat ein Valenzelektron, gibt dieses also eher ab, um auf diese Weise die Edelgaskonfiguration zu erhalten. Die EN von Lithium liegt bei $\mathbf{0,\!98}$.
Auch Francium $\ce{(Fr)}$ befindet sich in der ersten Hauptgruppe. Das Element hat mit $\mathbf{0,\!7}$ die niedrigste Elektronegativität.
Kohlenstoff $\ce{(C)}$ hat vier Valenzelektronen, kann also für den stabilen Zustand vier Elektronen abgeben oder aufnehmen. Dementsprechend ist die EN von Kohlenstoff mit $\mathbf{2,\!55}$ im mittleren Bereich.
Fluor $\ce{(F)}$ ist in der siebten Hauptgruppe, benötigt also nur ein zusätzliches Valenzelektron, um eine voll besetzte Außenschale zu erreichen. Fluor zieht daher Elektronen sehr stark an und hat den höchsten EN-Wert mit $\mathbf{3,\!98}$.
Es kann sein, dass du auf verschiedenen Periodensystemen unterschiedliche EN-Werte findest. Das liegt daran, dass es mehrere Modelle gibt, um die Elektronegativität zu bestimmen. Sie ist also keine Messgröße, sondern vielmehr ein Richtwert. Am häufigsten verwendet werden die Werte der Pauling-Skala.
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Vergleiche die Elektronegativität der Elemente.
TippsInnerhalb einer Gruppe nimmt die Elektronegativität von oben nach unten ab.
Francium ist das Element mit der niedrigsten Elektronegativität.
LösungDie Elektronegativität, kurz: EN, kannst du aus dem Periodensystem der Elemente ablesen. Dabei gilt folgender Trend: Innerhalb einer Periode nimmt die Elektronegativität von links nach rechts zu, innerhalb einer Gruppe nimmt die Elektronegativität von oben nach unten ab.
Es kann sein, dass du auf verschiedenen Periodensystemen unterschiedliche EN-Werte findest. Das liegt daran, dass es mehrere Modelle gibt, um die Elektronegativität zu bestimmen. Sie ist also keine Messgröße, sondern vielmehr ein Richtwert. Am häufigsten verwendet werden die Werte der Pauling-Skala:
- EN (Fluor): $3,\!98$
- EN (Kohlenstoff): $2,\!55$
- EN (Lithium): $0,\!98$
- EN (Natrium): $0,\!93$
- EN (Francium): $0,\!7$
Valenzelektronen – ihre Bedeutung für chemische Bindungen
Elektronegativität
Oktettregel
Ionenbindung – Bindung der Salze
Polare Atombindung
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Metallbindung
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