Alle Atome streben danach, in einer chemischen Verbindung die Edelgaskonfiguration zu erfüllen (d.h. sie haben acht Elektronen auf der äußersten Schale der Atomhülle). Dazu können sich beispielsweise zwei (oder mehrere) Atome Elektronen teilen, in dem sie gemeinsame (Bindungs)Elektronenpaare miteinander ausbilden (= Atome). Nun ziehen die Bindungspartner die Bindungselektronen unterschiedlich stark an sich. Unterscheiden sich die Bindungspartner stark in ihrer Elektronegativität (Elektronegativitätsdifferenz größer als 1,7), “zieht der elektronegative Bindungspartner die Bindungselektronen komplett an sich. In diesem Kapitel soll nun die Elektronegativität und deren Bedeutung für die Chemie vorgestellt werden
Die Elektronegativität (abgekürzt mit EN) ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, innerhalb einer chemischen Bindung die Bindungselektronen an sich zu ziehen. Daher kann bei chemischen Verbindungen bereits mit dieser einfachen Regel vorhergesagt werden, wo sich die “Elektronendichte” zwischen zwei Bindungspartnern aufteilt. Daher wird die Elektronegativität für die Vorhersage der Polarität einer Bindung und dem Ionenbindungsanteil verwendet.
Exkurs: Die Polarität einer Bindung wird im Rahmen der fortgeschrittenen Chemie zur Vorhersage der Polarität eines Moleküls verwendet bzw. wie reaktiv/stabil eine Verbindung ist. Die geringe Elektronegativitätsdifferenz bei organischen Verbindungen (Differenz liegt bei 0,35) erklärt, warum reine Kohlenwasserstoff-Verbindungen so stabil sind (im Gegensatz zu anderen Verbindungen wie Salzsäure).
Im Rahmen des Anfangsunterrichts in Chemie wird die Elektronegativität (bzw. die Differenz) dazu verwendet, vorherzusagen, zu welcher Stoffklasse die Verbindung gehört (im Unterricht wird oft das sogenannte “magische Dreieck” verwendet).
Liegt die Elektronegativitätsdiffernerenz zwischen zwei Bindungspartnern bei mehr als 1.7, so liegt eine Ionenbindung (= Stoffklasse Salz) vor. Durch die starke Elektronegativität zieht das stärkere elektronegativen Atome die Bindungselektronen komplett an sich. Ist die Differenz der Elektronegativität kleiner als 1,7 so bilden die Reaktionspartner gemeinsam ein bindendes Elektronenpaar (= Stoffklasse Molekulare Stoffe). Hierbei ist zu beachten, dass kein Metallatom als Bindungspartner vorliegt. Eine metallische Bindung liegt (in der Regel) vor, wenn der Elektronegativitätswert beider Bindungspartner unter 2 liegt und die Differenz der Elektronegativität unter 1 liegt (beide Reaktionspartner müssen natürlich “Metallatome” sein).
Die Elektronegativität kann aus der Stellung des Elements im Periodensystem “vermutet” werden. Innerhalb einer Periode nimmt die Elektronegativität von links nach rechts zu. Innerhalb einer Gruppe nimmt die Elektronegativität von oben nach unten ab. Die Stärke der Elektronegativität hängt von Ladung und Atom- bzw. Ionen-Radius ab. Die Tendenz kann man sich auch mithilfe des Coulombschen Gesetzes überlegen. Je größer die Ladung, umso höher die Anziehungskraft (positive Ladung und negative Ladung) und je größer der Abstand umso kleiner ist die Anziehungskraft (eine genauere Begründung im Rahmen der Physik bzw. Anorganischen Chemie)
(siehe hierzu auch: Trends im Periodensystem)
Hinweis: Betrachtet man zwei Bindungspartner in einer Verbindung wird manchmal der Bindungspartner mit höherer Elektronegativität als elektronegativ und der Bindungspartner mit geringer Elektronegativität als elektropositiv bezeichnet.
Im Rahmen der Allgemeinen Chemie wird die Elektronegativität bzw. die Differenz zwischen zwei Bindungspartnern noch verwendet, um bei einer kovalenten Bindung noch zwischen unpolarer oder schwach polarer kovalenter Bindung und (starker) polarer kovalenter Bindung zu unterteilen.