Kovalente Bindung

Kovalente Bindung: Definition und andere Namen

Eine kovalente Bindung ist eine Bindung, bei der zwei Atome ein oder mehrere Elektronenpaare gemeinsam nutzen. Sie kommt vor allem zwischen Nichtmetallatomen vor, zum Beispiel zwischen zwei Wasserstoffatomen oder zwischen Sauerstoff und Wasserstoff im Wasser. Die so verbundenen Atome können Moleküle oder ausgedehnte Atomgitter wie im Diamant bilden.

Für dieselbe Bindung gibt es drei Namen, die du alle kennen solltest:

Die Idee des gemeinsamen Elektronenpaars stammt von Gilbert Newton Lewis. Er veröffentlichte sie 1916 in seinem Aufsatz „The Atom and the Molecule“. Den Begriff covalent bond prägte 1919 Irving Langmuir. Wenn du also liest, ein Stoff sei kovalent gebunden, heißt das: Seine Atome teilen sich Elektronen.

Warum gehen Nichtmetalle kovalente Bindungen ein?

Nichtmetallatome können durch das Teilen von Elektronen eine energieärmere, stabilere Anordnung erreichen, häufig mit voll besetzter Außenschale. Edelgase haben diese stabile Anordnung schon von Natur aus, meist mit acht Außenelektronen. Andere Atome streben sie an, das beschreibt die Oktettregel.

Ein Metall erreicht das Ziel, indem es Elektronen abgibt. Nichtmetalle dagegen ziehen Elektronen an und wollen eher welche aufnehmen. Treffen zwei Nichtmetalle aufeinander, gibt keins freiwillig ab. Die Lösung: Beide stellen Elektronen zur Verfügung und nutzen sie gemeinsam.

So funktioniert das beim Chlor: Ein Chloratom hat sieben Außenelektronen, ihm fehlt eins zum Oktett. Zwei Chloratome steuern je ein Elektron zu einem gemeinsamen Paar bei. Weil dieses Paar zu beiden Atomen zählt, hat jedes Chloratom jetzt acht Elektronen um sich. Wasserstoff ist eine Ausnahme: Ihm reichen zwei Elektronen, wie beim Edelgas Helium.

Lewis-Formeln: bindende und freie Elektronenpaare

Ein Strich = zwei Elektronen!

In der Lewis-Formel, auch Valenzstrichformel genannt, zeichnest du jedes Elektronenpaar als Strich. Dabei unterscheidest du zwei Arten:

• Bindende Elektronenpaare stehen als Strich zwischen zwei Atomen. Sie bilden die Bindung.
• Freie (nichtbindende) Elektronenpaare stehen als Strich nur an einem Atom. Sie gehören diesem Atom allein.

So stellst du eine Lewis-Formel auf:

1. Zähl die Außenelektronen jedes Atoms.
2. Verbinde die Atome zunächst durch Einfachbindungen. Jeder Strich verbraucht zwei der insgesamt verfügbaren Außenelektronen.
3. Verteil die übrigen Elektronen als freie Paare, zuerst an den äußeren Atomen außer Wasserstoff, dann am Zentralatom.
4. Fehlen einem Atom noch Elektronen zum Oktett, wandle freie Paare benachbarter Atome in zusätzliche Bindungen um. Prüf die Gesamtzahl der Elektronen und die Oktette, bei Wasserstoff das Duett. Für die Beispiele dieser Seite genügt dieses Verfahren.

Beim Chlormolekül sieht das so aus: ein Strich zwischen den Atomen (Cl-Cl) und an jedem Chloratom drei freie Elektronenpaare. Ein bindendes plus drei freie Paare ergeben vier Paare, also acht Elektronen.

Einfach-, Doppel- und Dreifachbindung

Atome können sich auch zwei oder drei Elektronenpaare teilen. Dann spricht man von einer Doppel- oder Dreifachbindung. Sauerstoff braucht zwei Elektronen zum Oktett und bildet im O₂ eine Doppelbindung (O=O). Stickstoff fehlen drei, im N₂ entsteht eine Dreifachbindung (N≡N).

Wie fest eine Bindung ist, zeigt die Bindungsenergie. Das ist die Energie, die du brauchst, um die Bindung zu spalten. Die Bindungslänge ist der Abstand zwischen den beiden Atomkernen. Die Einheit pm bedeutet Pikometer, also ein Billionstel Meter. kJ/mol bedeutet Kilojoule pro Mol und gibt hier die Energie zum Spalten eines Mols solcher Bindungen an.

Du siehst: Die Dreifachbindung im Stickstoff ist fast doppelt so stark wie die Doppelbindung im Sauerstoff und dabei kürzer. Bei gleichen Bindungspartnern sind Mehrfachbindungen in der Regel kürzer und stärker als Einfachbindungen. Aber auch Einfachbindungen sind unterschiedlich stark: Die Bindung im Fluormolekül (F₂) hat nur 158,1 kJ/mol.

Polare Atombindung und unpolare Bindung

Ob eine kovalente Bindung polar oder unpolar ist, hängt davon ab, wie gleichmäßig das Elektronenpaar verteilt ist. Das entscheidet die Elektronegativität (EN): Sie gibt an, wie stark ein Atom bindende Elektronen zu sich zieht.

Unpolare Bindung: Beide Atome ziehen etwa gleich stark. Die bindenden Elektronen sind annähernd gleichmäßig auf beide Atome verteilt. Das gilt immer für zwei gleiche Atome wie in H₂, Cl₂ oder N₂. Als Faustwert gilt eine Bindung bei einer Elektronegativitätsdifferenz (ΔEN) von etwa 0 bis 0,4 als unpolar.

Polare kovalente Bindung: Ein Atom ist deutlich elektronegativer und zieht das Elektronenpaar näher zu sich. Es bekommt eine negative Teilladung (δ−), das andere Atom eine positive Teilladung (δ+). Diese Partialladungen sind keine ganzen Ladungen, die Elektronen werden ja weiterhin geteilt. Beispiele sind H-Cl und die beiden O-H-Bindungen im Wasser. In beiden Fällen sitzt die negative Teilladung beim elektronegativeren Atom, also bei Chlor oder Sauerstoff.

Merk dir die Reihenfolge: Je größer der Unterschied in der Elektronegativität, desto polarer ist die Bindung. Bei sehr großem Unterschied überwiegt der ionische Charakter. Im idealisierten Modell der Ionenbindung beschreibt man die Elektronen als vollständig übertragen.

Unterschied zwischen kovalenter Bindung und Ionenbindung

Der Hauptunterschied: Bei der kovalenten Bindung werden Elektronen geteilt, bei der Ionenbindung werden sie übertragen.

Die polare Atombindung gehört zu den kovalenten Bindungen. Sie liegt zwischen der unpolaren Atombindung und dem idealisierten ionischen Grenzfall: Die Elektronen werden geteilt, aber ungleich verteilt.