Chemie Grundlagen

Kovalente Bindung

Du möchtest alles Wichtige über die kovalente Bindung (auch Atombindung genannt) erfahren? In diesem Artikel erklären wir dir was es damit auf sich hat und außerdem was eine polare Atombindung ist.

Falls du dir das lieber in einem Video erklären lassen möchtest, dann schau es dir gleich hier an.%Videoverweis

Inhaltsübersicht

Kovalente Bindung einfach erklärt

Eine kovalente Bindung (auch Atombindung, Elektronenpaarbindung oder homöopolare Bindung genannt) ist eine Bindung zwischen Nichtmetallen. Die Bindungspartner teilen sich in einer Einfachbindung ein Elektronenpaar, um ihre Edelgaskonfiguration zu erreichen. In einer polaren Atombindung besteht eine kovalente Bindung zwischen ungleichen Atomen mit einer Elektronegativitätsdifferenz > 0, sodass das Elektronenpaar von einem Atom stärker angezogen wird. Bei kovalenten Bindungen kann es sich auch um Mehrfachbindungen handeln.

Definition kovalente Bindung / Atombindung

Die kovalente Bindung oder Atombindung ist eine chemische Bindungsart zwischen Nichtmetallen, bei der sich die beteiligten Atome Elektronenpaare teilen. 

Kovalente Bindung Entstehung

Die kovalente Bindung entsteht zwischen Nichtmetallen. Die beteiligten Atome tendieren dazu Elektronen%Videoverweis zu Elektronen sobald online aufzunehmen, um ihre Edelgaskonfiguration zu erreichen. Bei dem Bestreben die Oktettregel zu erfüllen stellen die beteiligten Atome ein oder mehrere Elektronen zur Verfügung. Ein Elektronenpaar kann dabei von beiden Bindungspartnern genutzt werden. Die kovalente Bindung kann zu verschiedenen Stoffen führen: Moleküle, Atomgitter und komplexe Ionen.%Bild mit Beispielen zu den 3 genannten Stoffen

Um die kovalenten Bindungen und die Verteilung der Elektronen der beteiligten Atome besser zu zeigen, wird die Valenzstrichformel verwendet. Einzelne Elektronen werden zu Elektronenpaaren kombiniert und als Striche gezeigt. Befindet sich ein Strich zwischen zwei Atomen, dann stellt er eine kovalente Bindung dar. Liegt der Strich jedoch flach an einem Atom, dann handelt es sich um ein einsames Elektronenpaar (auch freies Elektronenpaar oder nichtbindendes Elektronenpaar genannt). Neben Einfachbindungen können auch Mehrfachbindungen, wie Doppel- oder Dreifachbindungen, dargestellt werden. Eine Formalladung wird angezeigt, wenn die Anzahl der positiven Kernladungen nicht den Valenzelektronen entspricht. Das Chloridion hat beispielsweise 8 Valenzelektronen in der Valenzstrichformel, aber nur 7 positive Kernladungen. Da es ein Elektron mehr besitzt, wird eine negative Formalladung eingezeichnet.%Bild vom Chloridion in der Valenzstrichformel

Was ist eine polare Atombindung

Bei einer kovalenten Bindung spielt auch die Elektronegativität , welche du im Periodensystem finden kannst, eine wichtige Rolle. Eine polare Atombindung entsteht zwischen Atomen mit unterschiedlichen Elektronegativitäten. Die kovalente Bindung wird von den Atomen geteilt, aber das Atom mit der höheren Elektronegativität zieht das Elektronenpaar stärker an. Als Ergebnis entsteht eine polare Atombindung. Teilen sich die Atome das Elektronenpaar in gleichem Maße, dann liegt eine unpolare Atombindung vor.

Unpolare Atombindung

Eine unpolare Atombindung findest du nur, wenn die Elektronegativitätsdifferenz zwischen den Bindungspartnern ΔEN = 0 ist und damit die bindenden Elektronen gleichmäßig verteilt sind. Das heißt, eine unpolare kovalente Bindung gibt es nur zwischen gleichen Atomen. Als Beispiele kannst du dir H2 oder O2 vorstellen. %Bild von H2 und O2

Polare Atombindung

Eine polare Atombindung liegt bei ΔEN > 0 vor.Hier werden die Elektronen von dem elektronegativeren Atom stärker angezogen. Dieses Atom ist dann partiell, also teilweise, geladen. Es trägt eine negative Partialladung, während das elektropositivere Atom eine positive Partialladung trägt. Ein Beispiel ist hier Bromwasserstoff.%Bild von Bromwasserstoff

Die Größe der Elektronegativitätsdifferenz bestimmt die Stärke der Polarität . Von der einfachen kovalenten Bindung geht es über die polare kovalente Bindung zur Ionenbindung. Es gibt keine genaue Grenze, ab wann es sich um eine Ionenbindung handelt. Vergiss nicht, dass es sich um ein Modell handelt und ein Modell ist lediglich eine vereinfachte Darstellung der Wirklichkeit. Als Richtwert wurde festgelegt, dass es sich erst bei einer Elektronegativitätsdifferenz von > 1,7 um eine Ionenbindung handelt.

Dipolmoment

Polare Moleküle können teilweise einen Dipol ausbilden. Ist das Molekül auf einer Seite partiell positiv und auf der gegenüberliegenden partiell negativ geladen, dann entsteht ein Dipol. Befindet sich jedoch ein partiell positiv geladenes Atom in der Mitte zwischen partiell negativ geladenen Atomen, dann kann kein Dipol entstehen. Ein Dipolmoment \vec{\mu} kannst du berechnen indem du die Ladung q mit dem Abstand \vec{d} der Atome multiplizierst. Die Dipolmomente in einem Molekül können richtungsabhängig addiert werden. Das Ergebnis der gesamten Dipolmomente in einem Molekül gibt an, ob es sich um ein Dipol-Molekül handelt. 

\vec{\mu} = q\vec{d}

Als Beispiel siehst du hier Fluorwasserstoff. Die Elektronegativitätsdifferenz beträgt 1,9 und das Dipolmoment 1,82. Während Wasserstoff eine positive Partialladung trägt, zieht Fluor die Elektronen zu sich und ist partiell negativ geladen. Fluorwasserstoff ist also ein Dipol-Molekül.%Bild von Fluorwasserstoff

Bei Kohlenstoffdioxid gibt es zwar eine Elektronegativitätsdifferenz von 1,0 zwischen Sauerstoff und Kohlenstoff, aber da das Molekül linear ist und die Dipolmomente vektoriell, also richtungsabhängig, addiert werden, heben sie sich gegenseitig auf. Obwohl polare kovalente Bindungen vorliegen, handelt es sich bei Kohlenstoffdioxid nicht um einen Dipol.%Bild von Kohlenstoffdioxid

Atombindung H2O

Wasser (H2O) ist ein typisches Beispiel für eine kovalente Bindung. Das Wassermolekül besteht aus zwei Wasserstoffatomen, welche jeweils eine kovalente Bindung zum Sauerstoffatom besitzen. Das Sauerstoffatom kann außerdem noch zwei freie Elektronenpaare vorweisen. Die Elektronegativität von Wasserstoff liegt bei 2,20 und von Sauerstoff bei 3,44. Daraus ergibt sich eine Elektronegativitätsdifferenz von 1,24. Das Sauerstoffatom zieht also die Elektronenpaare zu sich und ist partiell negativ geladen, während es die Wasserstoffatome mit einer partiell positiven Ladung zurücklässt. 

Das Wassermolekül besitzt einen Bindungswinkel von etwa 105° und ist damit tetraedrisch. Diese Tatsache ist wichtig um zu verstehen, wieso es sich bei Wasser um ein Dipol-Molekül handelt. Beide kovalenten Bindungen in H2O sind polar. Wäre das Molekül linear, dann würden sich die Dipolmomente aufheben. Durch den Bindungswinkel addieren sich jedoch die Dipolmomente zu 1,85.%Bild vom Wassermolekül mit Bindungswinkel und Partialladungen in der Valenzstrichformel

Geometrie

Die kovalente Bindung hat einen großen Einfluss auf die Geometrie%Videoverweis, wenn es eins gibt eines Moleküls. Bei mindestens 3 Atomen in einem Molekül entsteht ein Bindungswinkel, welcher die räumliche Ausrichtung des Moleküls bestimmt. Weiterhin spielen auch die einsamen oder freien Elektronenpaare eine wichtige Rolle, wie wir beim Wassermolekül sehen können. Ohne die freien Elektronenpaare vom Sauerstoffatom, würde das Molekül linear vorliegen und hätte keinen Dipol.

Während Einfachbindungen in sich selbst drehbar sind, ist dies bei Mehrfachbindungen nicht möglich. Dadurch ergibt sich, dass Moleküle zwar dieselbe Summenformel besitzen können, sich aber in ihrer Geometrie unterscheiden. Mehr dazu findest du in unserem Video Isomere .

Die Stärke einer kovalenten Bindung hängt unter anderem von der Bindungslänge ab. Je kleiner der Abstand zwischen 2 Atomen einer kovalenten Bindung ist, desto stärker ist die Bindung. Die Bindungslänge bei Fluorwasserstoff beträgt 92 pm (Pikometer) und die von Chlorwasserstoff 128 pm, woran du erkennen kannst, dass die Fluorwasserstoffbindung stärker ist. Es wird mehr Energie benötigt um diese kovalente Bindung zu brechen.%Bild mit Geometrie-Beispielen

Bindungsarten in der Chemie

Die kovalente Bindung ist nur eine der drei starken Bindungsarten in der Chemie . Die Ionenbindung%Videoverweis sobald online entsteht zwischen Metall und Nichtmetall bei einer Elektronegativitätsdifferenz > 1,7. Die polare kovalente Bindung geht flüssig in die Ionenbindung über. Der Wert von 1,7 wird lediglich als Richtwert verwendet.

Die Metallbindung%Videoverweis sobald online besteht zwischen Metallatomen, welche ihre Elektronen in dem sogenannten Elektronengas gemeinsam teilen. Die Metallatome werden dabei zu Kationen.

Wasserstoffbrückenbindungen sind schwache 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.

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