Redoxreaktionen und Bindungsarten

Bei einer Redoxreaktion werden Elektronen von einem Stoff auf einen anderen übertragen. Die Reduktion bedeutet Elektronenaufnahme (Oxidationszahl wird kleiner), während die Oxidation die Elektronenabgabe (Oxidationszahl wird größer) beschreibt. Zum Beispiel: Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻ (Reduktion) und 2Na → 2Na⁺ + 2e⁻ (Oxidation).

Die Elektronegativität (EN) gibt an, wie stark ein Atom Elektronen anzieht. Sie wurde von Linus Pauling 1932 eingeführt und steigt im Periodensystem von links unten (Francium) nach rechts oben (Fluor). Je weiter ein Elektron vom Atomkern entfernt ist, desto schwächer ist die Anziehungskraft.

Die Differenz der Elektronegativitätswerte (ΔEN) bestimmt die Bindungsart:

• ΔEN = 0 bis 0,4: unpolare Atombindung (beide Atome ziehen gleich stark)
• ΔEN = 0,4 bis 1,7: polare Atombindung (ein Atom zieht stärker)
• ΔEN > 1,7: Ionenbindung (ein Atom nimmt Elektronen vollständig auf)

💡 Merkhilfe: Bei polaren Verbindungen entstehen Dipol-Moleküle mit räumlich getrennten Ladungsschwerpunkten, wie bei Wasser (H₂O). Bei CO₂ heben sich die Dipole dagegen gegenseitig auf!

Das Elektronenpaarabstoßungsmodell $VSEPR-Modell$ erklärt die räumliche Struktur von Molekülen. Elektronenpaare stoßen sich ab und nehmen den größtmöglichen Abstand zueinander ein. Dabei brauchen freie Elektronenpaare mehr Raum als bindende, was die Molekülgeometrie beeinflusst:

• 2 Elektronenpaare: lineare Geometrie (180°), z.B. CO₂
• 3 Elektronenpaare: trigonale Geometrie (120°/143,4°), z.B. BF₃
• 4 Elektronenpaare: tetraedrische Geometrie (104,5°-109,5°), z.B. SiH₄