Wenn Du nach den Strukturformeln von Molekülen googelst, sieht Du erst einmal die Buchstaben, welche die verschiedenen Elemente aus dem Periodensystem repräsentieren. Doch was Du auch siehst, sind die Striche, welche diese Elementsymbole miteinander verbinden. Ein Strich stellt dabei zwei Elektronen dar, die zwischen den Atomen stehen und eine sogenannte kovalente Bindung ausbilden.
Kovalente Bindung Definition
Bei einer kovalenten Bindung teilen sich Atome Elektronen, indem ihre Atomorbitale überlappen.
Ein Atomorbital kannst Du Dir als Elektronenbehälter vorstellen, in dem sich immer maximal zwei Elektronen befinden. Bei der kovalenten Bindung bilden zwei Atome eine Schnittstelle zwischen je einem ihrer Atomorbitale aus. Somit können sich die Elektronen beider Atome über die Schnittstelle beziehungsweise Überlappung auch in beiden Atomorbitalen befinden. Mehr dazu in der Erklärung zum Thema Orbitalmodell.
Jetzt weißt Du, wie eine kovalente Bindung auf atomarer Ebene aussieht. Doch woran erkennst Du, dass zwei Atome eine kovalente Bindung zueinander ausbilden?
Ionenbindung oder kovalente Bindung
Ob zwischen zwei Atomen eine kovalente Bindung oder eine ionische Bindung entsteht, hängt von der sogenannten Elektronegativitätsdifferenz der beiden Atome ab. Die Elektronegativität ist eine positive Zahl, mit einem Wert von maximal 4. Sie stellt die Fähigkeit eines Atoms dar, Elektronen an sich zu ziehen. Um die Elektronegativitätsdifferenz zu erhalten, subtrahierst Du die Elektronegativitäten der beiden Atome voneinander und erhältst einen Wert, der Dir verrät, ob diese Atome eine kovalente oder eine ionische Bindung zueinander ausbilden.Sollte der Elektronegativitätswert größer als 1,7 sein, bilden die beiden betrachteten Atome eine ionische Bindung zueinander aus, bei der Elektronen vom schwächer ziehenden Atom auf das stärker ziehende Atom übertragen werden.
Bei dieser Übertragung von Elektronen entsteht aus dem schwächer ziehenden Atom ein Kation, ein positiver Ladungsträger, und aus dem stärker ziehenden Atom ein Anion, ein negativer Ladungsträger. Diese ziehen sich aufgrund der gegensätzlichen Ladung an. Kationen und Anionen fasst man beide unter dem Begriff Ion zusammen, weshalb man von einer ionischen Bindung spricht. Mehr dazu erfährst Du in der Erklärung zum Thema Ionenbindungen.
Sollte die Elektronegativitätsdifferenz kleiner als 1,7 sein, bilden diese beiden Atome untereinander eine kovalente Bindung aus. Hier werden die Elektronen geteilt, indem sich die Atomorbitale beider Atome überlappen und somit die Elektronen des jeweils anderen Atoms zu ihren eigenen Elektronen erhalten.
Die Elektronegativitätsdifferenz sagt im Endeffekt aus, wie viel stärker eins der beiden Atome gegenüber dem anderen Atom an Elektronen zieht. Wenn dieser Stärkeunterschied viel zu groß ist, wie im Fall von ionischen Bindungen, reißt das stärker ziehende Atom dem schwächer ziehenden Atom seine Elektronen förmlich weg.
Im Fall von kovalenten Bindungen ist dieser Stärkeunterschied klein. Deshalb ziehen beide Atome an Elektronen voneinander, ohne dass sie übertragen werden. Denn kein Atom zieht deutlich stärker als das andere.
Stell Dir die Bindungsarten als eine Art Tauziehwettbewerb vor. Die Teilnehmer stellen die Atome dar, die unterschiedlich kräftig sind, genauer gesagt verschieden stark an Elektronen ziehen. Das gezogene Tau (Seil) stellt die Elektronen dar. Bei ungefähr gleichstarken Teilnehmern bewegt sich das Tau nicht von der Stelle. Es verbleibt zwischen den Teilnehmern.
Die Bindung zwischen Natrium (Na) und Chlor (Cl) sowie die Bindung zwischen zwei Wasserstoffatomen (H) miteinander werden betrachtet. In der Tabelle sind die Elektronegativitäten dargestellt:
Die Elektronegativitätsdifferenz von Chlor und Natrium beträgt 3,16 - 0,93 = 2,23. Dieser Wert ist größer als 1,7, womit Chlor und Natrium eine ionische Bindung miteinander eingehen. Chlor hat eine höhere Elektronegativität, sodass es stärker an den Elektronen zieht.Deshalb erhält Chlor Elektronen von Natrium. Die Elektronegativitätsdifferenz zweier Wasserstoffatomen ist 0. Dieser Wert ist kleiner als 1,7, sodass zwei Wasserstoffatome ein Beispiel für eine kovalente Bindung darstellen.Bei kovalenten Bindungen werden Elektronen geteilt, bei ionischen Bindungen hingegen übertragen. Doch aus welchem Grund geschieht beides?
Um das zu verstehen, ist es erst einmal wichtig zu wissen, dass die Anzahl der Außenelektronen eines Atoms das chemische Verhalten bestimmt. Abhängig davon, in welcher Zeile n beziehungsweise Periode sich ein Element im Periodensystem befindet, kann es in der Außenschale 2n2 Elektronen haben. Elemente in der dritten Periode können etwa 2*32 = 18 Außenelektronen haben.
Elemente in der dritten Periode können etwa 2*32 = 18 Außenelektronen haben.
Ein weiterer wichtiger Aspekt ist die Tatsache, dass ein Atom am energieärmsten und damit am stabilsten ist, wenn seine Außenschale voll mit Elektronen besetzt ist. Diese Energiearmut wird von Atomen angestrebt. Man spricht bei einer vollen Außenschale auch von der Edelgasregel beziehungsweise Edelgaskonfiguration. Denn die Elemente der achten Hauptgruppe, die Edelgase, haben im elementaren Zustand eine volle Außenschale und sind die am wenigsten reaktiven und daher stabilsten Elemente.
Elektronen werden geteilt oder übertragen, weil ein Atom dadurch eine volle Außenschale erhält. Im Fall vom kovalenten Bindungen werden durch das Teilen von Elektronen die Außenschalen zweier Atome mit Elektronen gefüllt. Im Fall von ionischen Bindungen wird beim Anion die Außenschale gefüllt. Beim Kation hingegen wird die Außenschale geleert und fällt weg. Übrig bleibt die nächst niedrigere, befüllte Schale. Mehr zu diesem Thema erfährst Du im entsprechenden Artikel.
Kovalente Bindung – Polarität
Eine Elektronegativitätsdifferenz von kleiner als 1,7 bedeutet nicht zwangsweise, dass die Atome in einer kovalenten Bindung gleich stark an Elektronen ziehen. Dies wäre nur der Fall bei einer Elektronegativitätsdifferenz von 0, die auch nur vorliegt, wenn beide Atome dasselbe Element darstellen. Dieser Aspekt hat Folgen für die Polarität beziehungsweise den Ladungscharakter der beteiligten Atome.
Hier ist eine weitere Unterteilung der Elektronegativitätsdifferenz für kovalente Bindungen notwendig:
- Bei einer Elektronegativitätsdifferenz von kleiner als 0,5 spricht man von einer unpolaren kovalenten Bindung. Beide Atome sind neutral geladen.
- Bei einer Elektronegativitätsdifferenz von größer als 0,5, aber kleiner als 1,7, spricht man von einer polaren kovalenten Bindung. Das stärker ziehende Atom erhält eine sogenannte negative Partialladung, das schwächer ziehende Atom eine positive Partialladung.
Partialladungen, auch Teilladungen genannt, haben dieselben Eigenschaften wie ionische Ladungen. Partialladungen werden also von Ladungen der anderen Polarität angezogen und von Ladungen der gleichen Polarität abgestoßen. Allerdings sind Partialladungen immer schwächer als ionische Ladungen.
Bei der polaren kovalenten Bindung befinden sich die Elektronen etwas weiter auf der Seite des stärker ziehenden Atoms. Das wird manchmal auch mit einem sogenannten Keilstrich gezeigt, der aber oft bei der Darstellung von Molekülen durch einen einfachen Strich ersetzt wird. An der Spitze des Keils befindet sich das schwächer ziehende und damit auch partiell positiv geladene Atom.
Bei einer polaren kovalenten Bindung liegt ein sogenannter Dipol vor. Damit ist gemeint, dass die polare kovalente Bindung wie ein Magnet aufgebaut ist, weil es ein partiell positiv geladenes Atom und ein partiell negativ geladenes Atom gibt. Also hat man wie bei einem Magneten einen Plus- und einen Minuspol.
Der Präfix "Di-" im Begriff "Dipol" steht für die Zahl zwei.
Das Wassermolekül H2O stellt einen Dipol dar. In der unteren Abbildung ist die Strukturformel zu sehen. Die beiden Wasserstoffatome sind partiell positiv geladen und das Sauerstoffatom partiell negativ geladen.
Eine besondere Eigenschaft von Dipolen ist, dass sie sich über ihre partiellen Ladungen, ähnlich zu Magneten, anziehen können. Im Fall von Wasser ziehen sich das partiell negativ geladene Sauerstoffatom eines ersten Wassermoleküls und die partiell positiv geladenen Wasserstoffatome eines zweiten gegenseitig an. Da diese Form der Anziehung auf den Dipolcharakter eines Moleküls beruht, spricht man auch von Dipol-Dipol-Wechselwirkungen.
In diesem Fall liegt bei dem Wassermolekül eine besondere Form der Dipol-Dipol-Wechselwirkung vor. Man spricht von Wasserstoffbrückenbindungen - eine besonders starke Form der Dipol-Dipol-Wechselwirkungen. Ohne die Wasserstoffbrückenbindungen würde das verhältnismäßig kleine Wassermolekül keine Flüssigkeit, sondern ein Gas sein. Mehr zu den Themen Dipol-Dipol-Wechselwirkungen und Wasserstoffbrückenbindung erfährst Du in den entsprechenden Erklärungen.
Kovalente Bindung – Das Wichtigste
- Bei der kovalenten Bindung werden Elektronen geteilt, indem Atomorbitale zweier Atome überlappen.
- Im Gegensatz zur ionischen Bindung werden keine Elektronen übertragen.
- Ursache der kovalenten Bindung ist ein geringer Stärkeunterschied der Atome hinsichtlich des Elektronenzugs (Elektronegativitätsdifferenz von kleiner als 1,7).
- Kovalente Bindungen unterteilt man in unpolare und polare kovalente Bindung; bei unpolaren kovalenten Bindungen sind beide Atome neutral geladen, bei polaren kovalenten Bindungen erhalten die Atome eine positive oder eine negative Partialladung.
- Ist die Elektronegativitätsdifferenz kleiner als 0,5 liegt eine unpolare kovalente Bindung vor, liegt sie zwischen 0,5 und 1,7 liegt eine polare kovalente Bindung vor.
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