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Die kovalente Bindung

Bei Reaktionen von Metallen mit Nichtmetallen geben die Metallatome Elektronen ab und die Nichtmetalle nehmen sie auf. Hieraus resultiert die Ionenverbindung und es bilden sich Kristalle (Kristallgitter).
Wenn Atome von Nichtmetallen miteinander reagieren, kommt es nicht zu einer Übertragung von Elektronen, weil alle beteiligten Atome dazu tendieren, Elektronen aufzunehmen. Statt dessen binden sich diese Atome über Elektronen aneinander, die ihnen dann gemeinsam angehören. Solch eine Verbindung nennt man Molekül.

In einem Molekül werden die Atome durch kovalente Bindungen zusammengehalten. Eine kovalente Einfachbindung besteht aus einem Paar von Elektronen, das zwei Atomen gemeinsam angehört.

Bsp.: Wasserstoffmolekül

Jedes einzelne Wasserstoffatom hat ein einzelnes Elektron auf seiner K-Schale. Wenn zwei H-Atome sich einander nähern, überlappen sich ihre Schalen derart, daß, aufgrund der Rotation der Elektronen um die beiden einzelnen Kerne, sich die Elektronen und dadurch auch ihre Ladung häufiger zwischen den beiden Atomkernen befinden als auf den jeweiligen Seiten --> die Ladungsdichte zwischen den Kernen ist erhöht. Dieses zieht die positiv geladenen Atomkerne an und hält so das Molekül zusammen.

Wasserstoff

Symbolisch schreiben wir für ein Wasserstoffmolekül H : H oder H - H. In der ersten Schreibweise symbolisieren die beiden Punkte das gemeinsame Elektronenpaar; gebräuchlicher ist die zweite Schreibweise, in welcher der Bindungsstrich für das gemeinsame Elektronenpaar steht.
Obwohl die Elektronen dem Molekül als ganzes angehören, ist jedes Wasserstoffatom an zwei Elektronen beteiligt und hat damit eine Elektronenkonfiguration, die derjenigen des Edelgases Helium entspricht.

Valenzstrichformeln:

Molekülstrukturen werden meist als Valenz(strich)formeln gezeichnet, in welcher jeder Bindungsstrich zwischen zwei Atomsymbolen ein gemeinsames Elektronenpaar symbolisiert. Die übrigen Valenzelektronen , die nicht an Bindungen beteiligt sind, werden als Punkte oder als Striche neben die Atomsymbole geschrieben wobei ein Strich immer für ein Elektronenpaar steht. Diese Strichformeln werden auch Lewis-Formeln genannt nach N.Lewis, der diese Formeln als erster vorstellte.

Die Theorie von Lewis betont das erreichen der Edelgaskonfiguration als Ziel für jedes Atom.

Für Wasserstoff ist das die Zwei-Elektronenkonfiguration des Heliums; für andere Elemente ist es das Oktett, d.h. die Acht-Elektronenkonfiguration der übrigen Edelgase (Oktettregel).

Ein Halogenatom (Element der siebten Hauptgruppe) hat sieben Valenzelektronen. Durch Bildung einer kovalenten Bindung zwischen den beiden Atomen kommt jedes Atom zu einem Elektronen-Oktett.

Formel

Die beiden Fluoratome haben nun ein gemeinsames Elektronenpaar. Zusammen mit den übrigen Elektronenpaaren ist jedes Fluoratom von acht Elektronen umgeben: dem bindenden (gemeinsamen) Elektronenpaar und sechs Elektronen, die jedes Atom für sich alleine hat.
Valenzelektronenpaare, die ein Atom für sich alleine hat, werden nichtbindende Elektronenpaare, freie Elektronenpaare oder einsame Elektronenpaare genannt.

Die Zahl der kovalente Bindungen, an denen ein Atom in einem Molekül beteiligt ist, ergibt sich oft aus der Zahl der Elektronen, die noch fehlen, um die Konfiguration des nächsten Edelgases zu erreichen. Da bei den Nichtmetallen die Zahl der Valenzelektronen gleich der Hauptgruppennummer (N) ist, werden zum erreichen des Elektronen-Oktetts 8 - N Elektronen benötigt. Durch je eine kovalente Bindung kommt ein Atom zu je einem weiteren Elektron.

Zwei Atome können über mehr als ein gemeinsames Elektronenpaar verfügen. Man spricht dann von einer Mehrfachbindung. Bei einer Doppelbindung sind zwei, bei einer Dreifachbindung sind drei gemeinsame Elektronenpaare vorhanden.

Übergänge zwischen Ionenbindung und kovalenter Bindung

In den meisten Verbindungen liegt weder eine reine Ionenbindung noch eine reine kovalente Bindung vor.
Die reine Ionenbindung ist am besten in Verbindungen verwirklicht, die aus einem Metall mit niedriger Ionisierungsenergie (z.B.: Cs) und einem Nichtmetall mit hoher Tendenz zur Elektronenaufnahme (z.B.: F) aufgebaut sind.

Die meisten Verbindungen besitzen weder das eine noch das andere Extrem. Eine rein kovalente Bindung gibt es nur zwischen Atomen des gleichen Elements (H-H, Cl-Cl, O-O, etc.). Wenn zwei unterschiedliche Atome kovalent miteinander verknüpft sind, ist die Elektronenladung nicht gleichmäßig zwischen den beiden Atomkernen verteilt; die beiden Atome teilen sich das gemeinsame Elektronenpaar nicht gleichmäßig, ein Atom wird die Elektronen immer etwas stärker zu sich ziehen als das andere. Dieses beruht auf der unterschiedlichen Elektronegativität der verschiedenen Atome.

Elektronegativität:

Die Elektronegativität ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, die Elektronen in einem Molekül an sich zu ziehen. (Werte s. Periodensystem)
Je größer die Elektronegativitätsdifferenz zweier Atome, desto höher ist der Anteil eines ionischen Charakters der Verbindung. Eine Differenz von etwa 1,7 entspricht einem zu 50% partiell ionischem Charakter.

Elektronegativitätsdifferenz

Die Elektronegativitätsdifferenzen zwischen Nichtmetallen sind meist gering. Die Bindungen sind überwiegend kovalent. Bei größeren Differenzen (unter 1,7) der Elektronegativitäten wird eine Bindung „polar", d.h. ihre Ladungswolke verteilt sich nicht mehr gleichmäßig um die Atome herum, sondern verschiebt sich hin zu dem Atom mit der höheren Elektronegativität. Hierdurch können partielle Teilladungen an Molekülen entstehen.

Formalladungen:

Bei bestimmten kovalenten Bindungen werden beide Elektronen des gemeinsamen Elektronenpaares von einem der Atome zur Verfügung gestellt. Bei der Reaktion eines H+-Ions mit einem Ammoniakmolekül (NH3) wird das einsame Elektronenpaar am Stickstoffatom benutzt, um eine kovalente Bindung zu bilden. Im entstandenen Ammoniumion sind alle vier Bindungen gleich, allerdings erwartet man für ein Stickstoffatom nur drei kovalente Bindungen. Die Regel ist jedoch auch erfüllt, wenn man dem N-Atom eine Formalladung von 1+ zuweist, wodurch es nicht mehr fünf, sondern nur noch vier Valenzelektronen hat.

Die Formalladung wird berechnet, indem man die Bindungselektronen zu gleichen Teilen zwischen den gebundenen Atomen aufteilt, d.h. für jede kovalente Bindung erhält eines der beteiligten Atome ein Elektron. Die Zahl der Elektronen, die jedes Atom nach der Aufteilung besitzt, wird mit der Zahl der Valenzelektronen verglichen, die es als neutrales Atom haben würde. Hat es ein oder mehr Elektronen zuviel bekommt es eine negative Formalladung, je nach Anzahl der überzähligen Elektronen. Hat es Elektronen zuwenig bekommt es dementsprechende positive Formalladungen.

Mesomerie:

Formulierungsmethode für die Bindungsverhältnisse in Molekülen oder Molekülionen, die durch eine einzelne Lewis-Formel nicht richtig wiedergegeben werden können. Die tatsächlichen Verhältnisse sind als Mittelding zwischen mehreren Grenzformeln anzusehen.

Ausnahmen zur Oktettregel:

So wie bestimmte Ionen keine Edelgaskonfiguration haben und trotzdem stabil sind, gibt es auch Moleküle, deren Atome die Oktettregel nicht erfüllen. Manche Moleküle wie zum Beispiel NO und NO2 haben eine ungerade Elektronenzahl. In so einem Fall kann man keine Formel angeben, bei der alle Atome die Oktettregel erfüllen. Moleküle aus Nichtmetallelementen mit ungerader Elektronenzahl sind allerdings selten und in den meisten Fällen sehr reaktionsfähig und deshalb nicht langlebig. Häufiger sind Moleküle mit gerader Elektronenzahl, aber mit Atomen, die weniger oder mehr als acht Valenzelektronen um sich haben. Zum Beispiel sind in den Molekülen PF5 und SF6 die Atome P und S von zehn bzw. zwölf Valenzelektronen umgeben; und nicht von acht wie es die Oktettregel vorschreibt.

Def. aus dem Schüler-Duden Chemie:
Die Elektronen eines Atoms besetzen Orbitale. In jedes Orbital passen zwei Elektronen. Die Anzahl der besetzten Orbitale bleibt auch erhalten, wenn sich das Atom an kovalenten Bindungen beteiligt. Bei Elementen der zweiten Periode stehen nur vier Orbitale in der Valenzschale zur Verfügung (4*2= 8 Elektronen, ein 2s- und drei 2p-Orbitale). Atome dieser Elemente können maximal vier kovalente Bindungen eingehen; das Elektronenoktett wird bei ihnen nie überschritten. Bei Elementen der dritten und höherer Perioden ist das anders, da die Zahl der verfügbaren Orbitale in der Valenzschale größer ist (d-Orbitale zusätzlich zu den s- und p-Orbitalen). Ihre Atome können sich an mehr als vier kovalenten Bindungen beteiligen, wobei mehr als sechs Bindungen allerdings selten vorkommen.

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