Azərbaycan
Deutschland
Lietuva
Malta
ශ්රී ලංකාව
Türkmenistan
Türkiyə
Украина
Dieser Artikel oder nachfolgende Abschnitt ist nicht hinreichend mit Belegen beispielsweise Einzelnachweisen ausgestatte
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.
Wird Delta-EN sehr groß, kann die Bindung häufig vorteilhafter als Ionenbindung (elektrovalente Bindung) beschrieben werden. Substanzen, in denen der elektrovalente Anteil der Bindung dominiert, werden Salze genannt. Allerdings ist Delta-EN nicht das einzige Kriterium für das Vorliegen eines Salzes, wie am Beispiel der Verbindungen Lithiumiodid (LiI) und Fluorwasserstoff (HF) gezeigt werden kann. Obwohl Delta-EN für HF mit 1,9 größer ist als der Wert von 1,2 für LiI, ist Fluorwasserstoff eine Molekülverbindung, während Lithiumiodid ein Salz mit typisch kristallinem Aufbau (Kochsalz-Struktur) ist.
| Fluorwasserstoff (HF) | Kohlenstoffdioxid (CO2) | Wasser (H2O) |
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. Allerdings ist die Grenze ΔEN < 1,7 nur als Richtwert anzusehen, wie sich an den Beispielen Fluorwasserstoff und Aluminiumchlorid (ΔEN = 1,5) zeigt. Bei ΔEN kleiner 0,5 nimmt man einen unpolaren Bindungscharakter an.
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
- Linus Pauling: The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals : an introduction to modern structural chemistry. Ithaca, N.Y. : Cornell University Press, 1960 (archive.org [abgerufen am 17. Februar 2025]).
- H. O. Pritchard, H. A. Skinner: The Concept Of Electronegativity. 1. Mai 2002, abgerufen am 17. Februar 2025 (englisch).
- N. Bruce Hannay, Charles P. Smyth: The Dipole Moment of Hydrogen Fluoride and the Ionic Character of Bonds. 1. Mai 2002, abgerufen am 17. Februar 2025 (englisch).
Autor: www.NiNa.Az
Veröffentlichungsdatum:
wikipedia, wiki, deutsches, deutschland, buch, bücher, bibliothek artikel lesen, herunterladen kostenlos kostenloser herunterladen, MP3, Video, MP4, 3GP, JPG, JPEG, GIF, PNG, Bild, Musik, Lied, Film, Buch, Spiel, Spiele, Mobiltelefon, Mobil, Telefon, android, ios, apple, samsung, iphone, xiomi, xiaomi, redmi, honor, oppo, nokia, sonya, mi, pc, web, computer, komputer, Informationen zu Elektronegativitätsdifferenz, Was ist Elektronegativitätsdifferenz? Was bedeutet Elektronegativitätsdifferenz?
Dieser Artikel oder nachfolgende Abschnitt ist nicht hinreichend mit Belegen beispielsweise Einzelnachweisen ausgestattet Angaben ohne ausreichenden Beleg konnten demnachst entfernt werden Bitte hilf Wikipedia indem du die Angaben recherchierst und gute Belege einfugst Die Elektronegativitatsdifferenz im Laborjargon auch Delta EN DEN genannt ist in einer Bindung die Differenz der Elektronegativitaten der beteiligten Atome Abschatzung des prozentualen Ionenbindungsanteils in Abhangigkeit von der Elektronegativitatsdifferenz Gemeinsame Elektronen werden vom Bindungspartner mit der grosseren Elektronegativitat starker angezogen und fuhren dort zu einer negativen Teilladung Umgekehrt entsteht beim Bindungspartner mit der kleineren Elektronegativitat eine positive Teilladung Damit wird zwischen den Bindungspartnern eine polare Elektronenbindung ausgebildet Wird Delta EN sehr gross kann die Bindung haufig vorteilhafter als Ionenbindung elektrovalente Bindung beschrieben werden Substanzen in denen der elektrovalente Anteil der Bindung dominiert werden Salze genannt Allerdings ist Delta EN nicht das einzige Kriterium fur das Vorliegen eines Salzes wie am Beispiel der Verbindungen Lithiumiodid LiI und Fluorwasserstoff HF gezeigt werden kann Obwohl Delta EN fur HF mit 1 9 grosser ist als der Wert von 1 2 fur LiI ist Fluorwasserstoff eine Molekulverbindung wahrend Lithiumiodid ein Salz mit typisch kristallinem Aufbau Kochsalz Struktur ist Fluorwasserstoff HF Kohlenstoffdioxid CO2 Wasser H2O DEN 1 9 displaystyle Delta E N 1 9 DEN 1 0 displaystyle Delta E N 1 0 DEN 1 4 displaystyle Delta E N 1 4 Als Faustregel kann gesagt werden dass Molekule mit einem asymmetrischen Aufbau und einer Differenz der Elektronegativitaten DEN nach Pauling kleiner als 1 7 aber grosser als 0 5 als Dipol Molekule auftreten D h diese Molekule sind zwar nach aussen elektrisch neutral haben aber ein messbares Dipolmoment Bei Molekulen mit DEN grosser 1 7 nimmt man einen ionischen Bindungscharakter an Allerdings ist die Grenze DEN lt 1 7 nur als Richtwert anzusehen wie sich an den Beispielen Fluorwasserstoff und Aluminiumchlorid DEN 1 5 zeigt Bei DEN kleiner 0 5 nimmt man einen unpolaren Bindungscharakter an Die Verbindungen die als potentielles Ion das H Proton besitzen konnen keine Ionenverbindungen sein da das H aufgrund vollstandig fehlender Elektronenhulle kein echtes selbstandiges Ion ist Mit H bildet sich deshalb grundsatzlich das s p s bzw s q s Bindungsorbital aus dem das H in einer Protolysereaktion bei ausreichendem DEN herauswechseln kann EinzelnachweiseLinus Pauling The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals an introduction to modern structural chemistry Ithaca N Y Cornell University Press 1960 archive org abgerufen am 17 Februar 2025 H O Pritchard H A Skinner The Concept Of Electronegativity 1 Mai 2002 abgerufen am 17 Februar 2025 englisch N Bruce Hannay Charles P Smyth The Dipole Moment of Hydrogen Fluoride and the Ionic Character of Bonds 1 Mai 2002 abgerufen am 17 Februar 2025 englisch