Die kovalente Bindung oder Atombindung ist eine Form der chemischen Bindung. Was eine kovalente Bindung genau ist und wie sie entsteht, erklären wir dir hier im Beitrag oder im Video mit vielen Beispielen.
Eine kovalente Bindung (auch Atombindung, Elektronenpaarbindung oder homöopolare Bindung) ist eine chemische Bindungsart. Sie sorgt dafür, dass Atome in chemischen Verbindungen Elektronenpaare ausbilden und dadurch fest zusammengehalten werden.
Die kovalente Bindung tritt vor allem zwischen Nichtmetallen wie beispielsweise Sauerstoff (O) oder Wasserstoff (H) auf. Die beteiligten Atome teilen sich dabei mindestens ein Elektronenpaar, also zwei Elektronen (e–). Dadurch sind die Atome gebunden und halten zusammen.
Gibt es ein bindendes Elektronenpaar, handelt es sich um eine Einfachbindung (Beispiel: H-H). Es können zwischen den Bindungspartnern aber auch mehrere bindende Elektronenpaare ausgebildet werden. (Beispiel: O=C=O). Dann sprichst du von Mehrfachbindungen.
Die kovalente Bindung oder Atombindung ist eine chemische Bindungsart zwischen Nichtmetallen, bei der sich die beteiligten Atome Elektronenpaare teilen. Es handelt sich um eine gerichtete Bindung, die die Geometrie einer chemischen Verbindung bestimmt.
Die kovalente Bindung entsteht in der Regel zwischen Nichtmetallen. Dabei versuchen Atome sich über kovalente Bindungen zu verbinden, um eine stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen. Darunter verstehst du eine voll besetzte äußere Valenzschale. Bei Hauptgruppenelementen gilt meist die sogenannte Oktettregel, also acht äußere Elektronen.
Das gelingt den Bindungspartnern, indem sie jeweils mindestens ein Elektron für die Elektronenpaarbindung zur Verfügung stellen. Ein Elektronenpaar kann dabei von beiden Bindungspartnern ‘genutzt’ werden.
Mithilfe der Elektronenpaarbindung ‘möchte’ jedes Atom die Elektronenkonfiguration erreichen, also eine vollbesetzte äußere Elektronenschale. Die ist nämlich besonders stabil. Dadurch, dass beide Bindungspartner auch beide Elektronen der Elektronenpaarbindung nutzen können, können auch beide Bindungspartner die Edelgaskonfiguration erreichen.
Wasserstoff (H2):
Methan (CH4):
Durch eine kovalente Bindung entstehen:
Neben Einfachbindungen, also einem bindenden Elektronenpaar, gibt es auch auch Mehrfachbindungen, wie Doppel- oder Dreifachbindungen.
Hier kannst du dir merken:
Um die kovalenten Bindungen und die Verteilung der Elektronen der beteiligten Atome besser zu zeigen, verwendest du am besten die Elektronenformel und die Valenzstrichformel . Dabei gilt:
Aufgepasst! Manchmal musst du in deiner Formel eine sogenannte Formalladung angeben. Das ist dann der Fall, wenn sich die Anzahl der Valenzelektronen von der Anzahl unterscheidet, die das neutrale Atom aufweist. Du gibst sie mit einem hochgestellten Plus- oder Minuszeichen an.
Ein Beispiel ist das Kohlenstoffmonoxid (CO) mit einer negativen Formalladung am C-Atom und einer positiven am O-Atom:
Bei einer kovalenten Bindung spielt auch die Elektronegativität eine wichtige Rolle. Du findest sie für jedes Element im Periodensystem . Je nachdem, welche Elektronegativitäten die beteiligten Atome haben, unterscheidest du zwischen einer:
Eine unpolare Atombindung findest du, wenn die Elektronegativitätsdifferenz zwischen den Bindungspartnern ΔEN = 0 ist. Damit sind die bindenden Elektronen gleichmäßig auf beide Bindungspartner verteilt.
Das bedeutet, dass eine unpolare kovalente Bindung nur zwischen Molekülen aus den gleichen Atomen vorkommt.
Beispiele sind Wasserstoff (H2), Sauerstoff (O2) oder Chlor (Cl2)
Eine polare Atombindung liegt bei ΔEN > 0 vor. Die Elektronegativitätsdifferenz beider Bindungspartner muss also größer als null sein.
Bei einer polaren Elektronenpaarbindung werden die bindenden Elektronen stärker von dem elektronegativeren Atom angezogen. Das führt dazu, dass beide Atome teilweise (partiell) geladen sind:
Ein Beispiel für eine polare Bindung ist Bromwasserstoff (HBr):
Die Größe der Elektronegativitätsdifferenz bestimmt nun die Stärke der Polarität . Von der einfachen kovalenten Bindung geht es über die polare kovalente Bindung zur Ionenbindung .
Es gibt nämlich keine genaue Grenze, ab wann es sich um eine ‘richtige’ Ionenbindung handelt. Bei einer Ionenbindung teilen sich die beiden Atome ihre Elektronen nicht mehr, sondern elektrisch geladene Teilchen entstehen, die Ionen .
Achtung: Vergiss nicht, dass es sich um ein Modell handelt, also lediglich um eine vereinfachte Darstellung der Wirklichkeit. Der Richtwert für eine Ionenbindung wurde bei einer Elektronegativitätsdifferenz von > 1,7 festgelegt.
Polare Atombindungen können bewirken, dass auch das komplette Molekül polar ist. Du kannst das Molekül dann auch als Dipol-Molekül (’zwei Pole’) bezeichnen.
Durch die Teilladungen im Molekül können zwei Ladungsschwerpunkte entstehen:
Du hast also zwei räumlich getrennte Pole, einen sogenannten Dipol.
Beispiel: Fluorwasserstoff (HF)
Aufgepasst: Obwohl polare kovalente Bindungen vorliegen, ist nicht jedes Molekül ein Dipol.
Bei Kohlenstoffdioxid (CO2; O=C=O) gibt es beispielsweise zwar eine Elektronegativitätsdifferenz von 1,0 zwischen Sauerstoff und Kohlenstoff. Das Molekül ist allerdings linear. Dadurch fallen die beiden Ladungsschwerpunkte genau aufeinander. Es gibt also keine positive und negative Seite im Molekül. Kohlenstoffdioxid ist also kein Dipol.
Das Wassermolekül (H2O) ist ein typisches Beispiel für eine polare kovalente Bindung. Es besteht aus zwei Wasserstoffatomen (H), die jeweils mit einem Sauerstoffatom (O) eine Elektronenpaarbindung eingehen. Das Sauerstoffatom hat außerdem noch zwei freie Elektronenpaare.
Die Elektronegativität von Wasserstoff liegt bei 2,20 und von Sauerstoff bei 3,44. Daraus ergibt sich eine Elektronegativitätsdifferenz ΔEN von 1,24.
Wasser hat also zwei polare Atombindungen. Das Wassermolekül ist zudem ein gewinkeltes Molekül. Dabei beträgt der Winkel zwischen beiden OH-Bindungen ungefähr 104,5 Grad (°).
Deshalb entsteht ein negativer Ladungsschwerpunkt beim Sauerstoff und ein positiver bei den Wasserstoffatomen. Wasser ist also ein Dipolmolekül.
Wäre das Wassermolekül linear, würden die Ladungsschwerpunkte zusammenfallen. Das Molekül wäre somit unpolar.
Die kovalente Bindung hat einen großen Einfluss auf die Geometrie eines Moleküls. Bei mindestens 3 Atomen in einem Molekül entsteht ein Bindungswinkel. Er bestimmt die räumliche Ausrichtung des Moleküls.
Zusätzlich spielen auch die freien Elektronenpaare eine wichtige Rolle. Das kannst du gut beim Wassermolekül sehen. Die beiden freien Elektronenpaare am Sauerstoffatom brauchen sozusagen ‘Platz’. Deshalb ist Wasser gewinkelt und nicht linear.
Einfachbindungen sind in sich selbst drehbar. Bei Mehrfachbindungen ist das aber nicht möglich. Dadurch ergibt sich, dass Moleküle zwar dieselbe Summenformel besitzen können, sich aber in ihrer Geometrie unterscheiden. Das bezeichnest du als Isomere. Welche verschiedenen Isomere es gibt, erklären wir dir in unserem extra Video mit vielen Beispielen.
Die Stärke einer kovalenten Bindung hängt unter anderem von der Bindungslänge ab. Hier gilt: Je kleiner der Abstand zwischen zwei Atomen einer kovalenten Bindung ist, desto stärker ist die Bindung.
Beispiel:
Die kovalente Bindung ist nur eine der drei starken Bindungsarten in der Chemie . Du zählst nämlich noch die Ionenbindung und die Metallbindung dazu:
Außerdem gibt es Kräfte zwischen Molekülen, die sogenannten zwischenmolekularen Wechselwirkungen. Sie sind schwächer als die ‘klassischen’ Bindungsarten. Hierzu zählst du zum Beispiel Folgende:
Mehr zu den zwischenmolekularen Kräften erfährst du in unserem extra Video dazu. Schau vorbei!
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