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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 scheinbar zwischen zwei Atomen stehen. Diese Striche stellen die sogenannte kovalente Bindung dar.
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 im Artikel 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?
Die Elektronegativität ist für jedes Element verschieden. Du kannst sie vom Periodensystem unten links am Elementkärtchen ablesen. Mehr dazu im Artikel zum Thema Elektronegativität.
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 im Artikel zum Thema Ionenbindungen.
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 Tau beziehungsweise das Seil, das gezogen wird, stellt die Elektronen dar. Bei ungefähr gleich starken 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:
| Na | Cl | H |
| 0,93 | 3,16 | 2,2 |
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 erstrebt. 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 unreaktivsten und stabilsten Elemente.
Elektronen werden im Endeffekt 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 Schale, die gefüllt ist. Mehr zu diesem Thema erfährst du im entsprechenden Artikel.
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:
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. Aber Partialladungen sind dafür 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. Man hat wie bei einem Magneten sozusagen einen Plus- und einen Minuspol beziehungsweise zwei Pole.
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.
Abbildung 7: Die Strukturformel des Wassers
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 Wassermoleküls 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, die für Dipol-Dipol-Wechselwirkungen sehr stark sind. 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 Artikeln.
Eine Bindung ist kovalent wenn die Elektronegativitätsdifferenz der beiden Bindungspartner kleiner als 1,7 ist. Denn sonst zieht ein Atom zu stark an den zu teilenden Elektronen, sodass sie übertragen werden (ionische Bindung).
Wenn der Elektronegativitätsunterschied der Bindungspartner größer als 1,7 ist, liegt eine ionische Bindung vor. Bei einem Wert kleiner als 1,7 liegt eine kovalente Bindung vor.
Eine kovalente Bindung entsteht, weil die Bindungspartner ungefähr gleich stark an Elektronen ziehen. Deshalb gelingt es keinem der Atome die Elektronen vom anderen Atom gewissermaßen zu entreißen. Als Konsequenz werden die Elektronen geteilt, indem sich die Atomorbitale der beiden Bindungspartner überlappen.
In Wasser ist das Sauerstoffatom mit den beiden Wasserstoffatomen kovalent gebunden.
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