Polare Atombindung

Die polare Atombindung in der Chemie

Weißt du, dass wir nur deswegen mit Wasser kochen können, weil die Atombindungen im Wassermolekül polar sind?
Die chemischen Bindungen in Stoffen sind keineswegs immer gleichartig. Neben der Ionenbindung und der Metallbindung gehört die kovalente Bindung zu den drei wichtigsten Bindungsarten. Dabei unterscheiden wir bei kovalenten Bindungen die unpolaren Atombindungen von den polaren Atombindungen.

Die Polarität der Bindungen hat einen großen Einfluss auf Stoffeigenschaften wie den Siedepunkt oder die chemische Reaktivität. Um das zu verstehen, sehen wir uns zunächst an, was eine kovalente Bindung, also eine Atombindung, genau ist. Anschließend betrachten wir die Polarität.

Die Atombindung (kovalente Bindung) – Definition

Sehen wir uns zunächst die formale Definition der Atombindung an:

Die Atombindung – Beispiele

• Zwei Wasserstoffatome $\left( \ce{H} \right)$, die jeweils über ein Außenelektron verfügen, vereinigen sich zu einem Wasserstoffmolekül $\left( \ce{H2} \right)$, indem sie aus ihren beiden Elektronen eine Atombindung aufbauen:
  $\ce{H\cdot + \cdot H -> H\color{red}{-}H}$
  Das gemeinsame Elektronenpaar, die Bindungselektronen, siehst du in rot gekennzeichnet.

• Zwei Chloratome $\left( \ce{Cl} \right)$, die jeweils über sieben Außenelektronen verfügen, vereinigen sich zu einem Chlormolekül $\left( \ce{Cl2} \right)$, indem sie aus je einem freien Elektron eine Atombindung aufbauen:
  $\ce{Cl\cdot + \cdot Cl -> Cl\color{red}{-}Cl}$
  In rot ist wieder das gemeinsame Elektronenpaar gekennzeichnet.
  Wenn wir die nichtbindenden Elektronenpaare beim Chlor berücksichtigen, dann sieht die Darstellung so aus:
  $\vert\ce{\overline {\underline {Cl}} \cdot + \cdot \overline {\underline {Cl}}\vert} \longrightarrow \vert\ce{\overline {\underline {Cl}} \color{red} \color{red}{-} ~\overline {\underline {Cl}}}\vert$
  Auch hier ist das gemeinsame Elektronenpaar rot gekennzeichnet.

Bei Atombindungen muss es sich nicht immer um Einfachbindungen handeln.

• So werden im Sauerstoffmolekül $\left( \ce{O2} \right)$ zwei Sauerstoffatome $\left( \ce{O} \right)$ über eine Doppelbindung mit zwei gemeinsamen Elektronenpaaren gebunden: $\underline{\overline{\ce{O}}}=\underline{\overline{\ce{O}}}$
• Im Stickstoffmolekül $\left( \ce{N2} \right)$ werden hingegen zwei Stickstoffatome $\left( \ce{N} \right)$ über eine Dreifachbindung mit drei gemeinsamen Elektronenpaaren gebunden: $\vert\ce{N \equiv ~N}\vert$

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 Atombindungen zwischen zwei gleichen Atomen wie bei den vorgestellten Elementmolekülen $\ce{H2}$, $\ce{Cl2}$, $\ce{O2}$ oder $\ce{N2}$ handelt es sich um unpolare Atombindungen, da die Elektronenverteilung innerhalb der gemeinsamen Bindung zwischen beiden Atomen symmetrisch ist.
Das heißt, die beiden Atome teilen sich das gemeinsame, bindende Elektronenpaar in gleichem Maße. Bei einer unpolaren Atombindung besteht also eine Gleichverteilung der Elektronen hinsichtlich der Bindungselektronen. 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 Atomen unterschiedlicher Elemente sind die Elektronen der gemeinsamen Atombindung asymmetrisch (nicht symmetrisch) verteilt. Die Bindungselektronen werden dann von einem der beiden Bindungspartner stärker angezogen als vom anderen. Deshalb halten sich die Elektronen eher in der Nähe des einen bindenden Atoms auf als in der Nähe des anderen.
Durch die daraus folgende Ungleichverteilung der elektrischen Ladung liegt eine Polarität vor und man spricht von einer polaren Atombindung. In diesem Fall treten Partialladungen auf. Das sind keine vollwertigen elektrischen Ladungen (wie sie bei Ionen vorhanden wären), sondern schwächere Teilladungen, die allerdings die Polarität einer Bindung gut verdeutlichen. Ein Beispiel für eine polare Atombindung mit Partialladungen ist das Chlorwasserstoffmolekül:
$\ce{^{\color{red}{\delta^+}}H\,-\,Cl~^{\color{blue}{\delta^-}}}$
Die Partialladungen sind hier farblich hervorgehoben – die positive Partialladung rot und die negative Partialladung blau.
Die negative Partialladung am Chloratom bedeutet, dass das Chloratom die Bindungselektronen der Atombindung stärker anzieht als das Wasserstoffatom. Damit sind die Elektronen der Bindung nicht mehr gleich verteilt.

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

Die Elektronegativitätsdifferenz zur Beurteilung der Polarität von Atombindungen

Ob eine polare oder eine unpolare Atombindung vorliegt, lässt sich mithilfe der Elektronegativitätsdifferenz, kurz $\Delta EN$, beurteilen. Die Elektronegativität $EN$ ist dabei die Fähigkeit eines Elements, Bindungselektronen an sich zu ziehen.
Je größer der Betrag der Differenz $\Delta EN$ zwischen den Elektronegativitäten zweier Bindungspartner, desto polarer ist die Atombindung.
In der folgenden Tabelle sind die Elektronegativitäten (nach Pauling) einiger Elemente aufgeführt.

Fluor hat dabei mit einem Wer von $4{,}0$ die nach der Pauling‑Skala höchste Elektronegativität.
Schauen wir uns noch die Elektronegativitätsdifferenzen $\Delta EN$ in einigen Molekülen an.

• Atombindungen mit Differenzwerten im Bereich von $0 < \Delta EN < 0{,}5$ bezeichnet man als unpolare Atombindungen, wie bei den Molekülen Wasserstoff $\left(\ce{H2}\right)$ und Chlor $\left(\ce{Cl2}\right)$.
• Atombindungen mit Werten im Bereich von $0{,}5 < \Delta EN < 1{,}7$ kennzeichnen polare Verbindungen, wie Wasser $\left( \ce{H2O} \right)$. Obwohl Fluorwasserstoff $\left( \ce{HF} \right)$ einen Wert von $\Delta EN =\pu 1{,}8$ aufweist, handelt es sich auch hier um eine Molekülverbindung mit einer kovalenten Bindung. Es stellt in dieser Hinsicht eine Ausnahme dar.
• Bindungen mit Werten von $\Delta EN > 1{,}7$ sind in der Regel Ionenbindungen. Die Grenzen sind aber auch hier nur als Richtwerte anzusehen. So zählt Aluminiumchlorid $\left(\ce{AlCl3} \right)$ trotz $\Delta EN = 1{,}6$ bereits zu den Salzen und es liegt eine Ionenbindung vor.

Obwohl die Grenzen zwischen den Bindungsarten mehr oder weniger fließend sind, kannst du mit der Elektronegativitätsdifferenz zumindest abschätzen, wie polar oder unpolar eine Atombindung ist.

Stoffe mit polaren Atombindungen – Beispiele

Typische Moleküle mit polarer Atombindung sind Chlorwasserstoff $\left(\ce{HCl}\right)$, Bromwasserstoff $\left(\ce{HBr}\right)$, Ammoniak $\left(\ce{NH3}\right)$ und Wasser $\left(\ce{H2O}\right)$. In den Molekülen dieser Stoffe trägt Wasserstoff $\left(\ce{H}\right)$ immer eine positive Partialladung. Halogene $\left(\ce{Cl,Br}\right)$, Stickstoff $\left(\ce{N}\right)$, oder Sauerstoff $\left(\ce{O}\right)$ tragen immer eine negative Partialladung, da ihre Elektronegativität deutlich größer ist als die des Wasserstoffs.

Eigenschaften von Stoffen mit polaren Atombindungen

Stoffe mit polaren Atombindungen haben folgende gemeinsame Stoffeigenschaften:

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

• Moleküle mit polaren Atombindungen können Wasserstoffbrückenbindungen bilden. So entstehen im Wasser zwischen den Sauerstoff- und den Wasserstoffatomen der verschiedenen Wassermoleküle zwischenmolekulare Bindungen, die Wasserstoffbrückenbindungen. Die negative Partialladung an den Sauerstoffatomen und die positive Partialladung an den Wasserstoffatomen verursachen diese Art der elektrostatischen Anziehung zwischen den Molekülen. In der folgenden Abbildung siehst du die Wasserstoffbrückenbindungen als gepunktete Linien dargestellt.

Im Ergebnis bilden sich im Wasser große Molekülaggregate. Nur deswegen hat Wasser eine im Vergleich zu seiner geringen Molekülgröße ungewöhnlich hohe Siedetemperatur von $\pu{100 °C}$. Die Wasserstoffbrückenbindungen bewirken bei Wasser, wie auch in einigen anderen stark polaren Verbindungen, eine Siedepunktserhöhung.
Ansonsten wäre Wasser schon unter Raumbedingungen ein Gas und wir könnten mit Wasser nicht kochen!

Ausblick - das lernst du nach Polare Atombindung

Erweitere dein chemisches Wissen mit der Wasserstoffbrückenbindung. Du kannst auch mehr über Dipole und Van-der-Waals-Kräfte lernen. Mach dich bereit für spannende Themen!

Häufig gestellte Fragen zum Thema Polare Atombindung