Chemische Grundlagen
Chemische Bindungen
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Kovalente Bindung einfach erklärt

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

Definition kovalente Bindung

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.

Wie entsteht eine Atombindung?

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. 

Edelgaskonfiguration

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. 

Atombindung Beispiele

Wasserstoff (H2): 

  • Jedes Wasserstoffatom hat 1 Valenzelektron .
  • Das nächstgelegene Edelgas ist Helium mit 2 Valenzelektronen.
  • Deshalb schließen sich zwei Wasserstoffatome über eine kovalente Bindung zusammen.
  • Dabei stellt jedes Atom je ein Elektron zur Verfügung.
  • Die Edelgasregel ist hier also erfüllt. 

Methan (CH4): 

  • Das Kohlenstoffatom hat 4 Valenzelektronen. Es benötigt also noch 4 weitere Elektronen, um die acht äußeren Elektronen des Edelgases Neon zu erreichen. 
  • Das Kohlenstoffatom geht daher je eine Atombindung mit 4 Wasserstoffatomen ein.
  • Sowohl bei Wasserstoffatom (2) als auch beim Kohlenstoffatom (8) ist die Edelgasregel erfüllt. 
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    Wie entsteht eine Atombindung?

Durch eine kovalente Bindung entstehen: 

  • Moleküle, wie Sauerstoff (O2
  • Atomgitter, wie die Diamantstruktur
  • bestimmte Ionen, wie Ammonium (NH4+

Einfachbindungen und Mehrfachbindungen

Neben Einfachbindungen, also einem bindenden Elektronenpaar, gibt es auch auch Mehrfachbindungen, wie Doppel- oder Dreifachbindungen.

Hier kannst du dir merken: 

  • ein bindendes Elektronenpaar (2 Elektronen) = Einfachbindung (Beispiel: H-Cl)
  • zwei bindende Elektronenpaare (4 Elektronen) = Doppelbindung (Beispiel: O=C=O)
  • drei bindende Elektronenpaare (6 Elektronen) = Dreifachbindung (Beispiel: H-C≡ C-H)

Formelschreibweise kovalente Bindung 

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:

  • Einzelne Valenzelektronen (Außenelektronen) kennzeichnest du als Punkt. Das nennst du Elektronenformel.
  • Zwei Elektronen kannst du nun zu Elektronenpaaren verbinden. Für jedes Paar schreibst du einen Strich. Dabei handelt es sich um die Valenzstrichformel.
  • Befindet sich ein Strich zwischen zwei Atomen, dann stellt er eine kovalente Bindung dar. Das nennst du auch bindendes Elektronenpaar.
  • Liegt der Strich jedoch flach an einem Atom, dann handelt es sich um ein einsames Elektronenpaar. Du bezeichnest es auch als freies Elektronenpaar oder nicht bindendes Elektronenpaar. 
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Kovalente Bindung: Formelschreibweise

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:

  • Kohlenstoff hat hier nämlich 5 Elektronen, anstelle der 4 Elektronen im neutralen Zustand. (4-5 = -1)
  • Sauerstoff hat hier auch 5 Elektronen, aber im neutralen Zustand 6. (6-5 = +1)

Was ist eine polare Atombindung?

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: 

  • unpolaren Atombindung: Hier ist die Elektronegativität beider Atome gleich und sie teilen sich das Elektronenpaar in gleichem Maße. Es liegt dann eine unpolare Atombindung vor. 
  • polaren Atombindung: Sie entsteht zwischen Atomen mit unterschiedlichen Elektronegativitäten. Beide Atome teilen sich die kovalente Bindung, aber das Atom mit der höheren Elektronegativität zieht das Elektronenpaar stärker an sich heran. 

Unpolare Atombindung

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)

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Unpolare Atombindung

Polare Atombindung

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:

  • Das elektronegativere Atom hat eine negative Partialladung δ (’delta minus’).
  • Das elektropositivere Atom bekommt eine positive Partialladung δ+ (’delta plus’).

Ein Beispiel für eine polare Bindung ist Bromwasserstoff (HBr):

  • Das Wasserstoffatom hat eine positive Partialladung.
  • Das Chloratom hat eine negative Partialladung. 
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Polare Atombindung

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. 

Dipol

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:

  • ein positiver (’Plus-Pol’) auf der einen Seite des Moleküls
  • ein negativer (’Minus-Pol’) auf der anderen Seite

Du hast also zwei räumlich getrennte Pole, einen sogenannten Dipol. 

Beispiel: Fluorwasserstoff (HF)

  • Die Elektronegativitätsdifferenz zwischen Fluor (4,0) und Wasserstoff (2,2) beträgt 1,8.
  • Wasserstoff trägt eine positive Partialladung, hier liegt der positive Ladungsschwerpunkt.
  • Das Fluoratom zieht die Elektronen zu sich und ist partiell negativ geladen. Dort befindet sich der negative Schwerpunkt.
  • Fluorwasserstoff ist also ein Dipol-Molekül.
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Fluorwasserstoff als Dipolmolekül

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.

Atombindung am Beispiel vom Wassermolekül

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.

  • Das Sauerstoffatom zieht also die Elektronenpaare zu sich und ist partiell negativ geladen.
  • Die Wasserstoffatome bekommen dadurch eine partiell positive Ladung. 

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. 

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Wassermolekül als Dipol

Wäre das Wassermolekül linear, würden die Ladungsschwerpunkte zusammenfallen. Das Molekül wäre somit unpolar. 

Geometrie

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. 

Bindungslänge

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 Bindungslänge bei Fluorwasserstoff (H-F) beträgt 92 pm (Pikometer).
  • Die Bindungslänge von Chlorwasserstoff (H-Cl) ist 128 pm. 
  • Daran kannst du erkennen, dass die Fluorwasserstoffbindung stärker ist. Es wird nämlich mehr Energie benötigt, um die kovalente Bindung zu ’brechen’.

Bindungsarten in der Chemie

Die kovalente Bindung ist nur eine der drei starken Bindungsarten in der Chemie . Du zählst nämlich noch die Ionenbindung und die Metallbindung dazu:

  • Ionenbindung: Sie entsteht zwischen einem Metall und einem Nichtmetall bei einer Elektronegativitätsdifferenz > 1,7. Die polare kovalente Bindung geht fließend in die Ionenbindung über. Der Wert von 1,7 wird lediglich als Richtwert verwendet.
  • Metallbindung: Sie besteht zwischen Metallatomen, die ihre Elektronen in einem sogenannten Elektronengas teilen. Die Metallatome werden dabei zu Kationen.

Außerdem gibt es Kräfte zwischen Molekülen, die sogenannten zwischenmolekularen Wechselwirkungen. Sie sind schwächer als die ‘klassischen’ Bindungsarten. Hierzu zählst du zum Beispiel Folgende: 

  • Wasserstoffbrückenbindungen sind Wechselwirkungen zwischen partiell positiv geladenen Wasserstoffatomen und partiell negativ geladenen Atomen aus anderen Molekülen.
  • Van-der-Waals-Kräfte sind Anziehungskräfte zwischen Dipolen, die durch unsymmetrische Ladungsverteilungen in unpolaren Molekülen entstehen.

Mehr zu den zwischenmolekularen Kräften erfährst du in unserem extra Video dazu. Schau vorbei!

Zum Video: Zwischenmolekulare Kräfte
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