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Atome koennen zusammenhalten, ohne dass ein Atom dem anderen ein Elektron komplett wegnimmt. Bei einer kovalenten Bindung teilen sie sich Elektronenpaare. Nach dieser Seite kannst du erklaeren, warum besonders Nichtmetalle Molekuele bilden, wie Lewis-Formeln helfen und wann eine kovalente Bindung polar wird.
- Ich kann die kovalente Bindung als gemeinsames Elektronenpaar beschreiben.
- Ich kann Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen unterscheiden.
- Ich kann die Oktettregel auf einfache Molekuele anwenden.
- Ich kann polare und unpolare kovalente Bindungen unterscheiden.
- Ich kann erklaeren, warum Molekuelform und Polaritaet zusammenhaengen.
Elektronen gemeinsam nutzen
Atome reagieren, weil ihre Aussenelektronen eine stabilere Anordnung erreichen koennen. Bei einer kovalenten Bindung teilen zwei Atome ein oder mehrere Elektronenpaare. Diese Elektronen befinden sich zwischen den Atomkernen und halten die Atome zusammen.
Kovalente Bindung
Eine kovalente Bindung ist eine chemische Bindung, bei der Atome gemeinsame bindende Elektronenpaare nutzen. Sie tritt besonders zwischen Nichtmetallatomen auf.
Wasserstoff bildet \(H_2\).
- Jedes Wasserstoffatom besitzt ein Elektron.
- Zwei Wasserstoffatome teilen ihre beiden Elektronen.
- So entsteht ein gemeinsames Elektronenpaar.
- In der Valenzstrichformel schreibt man \(H-H\).
- Jedes H-Atom erreicht damit die Helium-Anordnung mit zwei Elektronen.
Bei kovalenten Bindungen werden Elektronen geteilt, nicht vollstaendig uebertragen.
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Lewis-Formeln und Oktettregel
Die Valenzelektronen sind die Aussenelektronen eines Atoms. Lewis-Formeln zeigen diese Elektronen als Punkte oder Striche. Ein Strich zwischen zwei Atomen steht fuer ein bindendes Elektronenpaar.
Oktettregel
Viele Hauptgruppenelemente sind in Verbindungen besonders stabil, wenn sie acht Valenzelektronen in ihrer Aussenschale erreichen. Wasserstoff folgt der Duettregel und braucht nur zwei Elektronen.
Chlorwasserstoff \(HCl\):
- Wasserstoff hat 1 Valenzelektron.
- Chlor hat 7 Valenzelektronen.
- Beide teilen ein Elektronenpaar.
- Wasserstoff erreicht 2 Elektronen.
- Chlor erreicht 8 Elektronen um sich herum.
Die Bindung wird als \(H-Cl\) geschrieben.
Wasser \(H_2O\):
Sauerstoff hat 6 Valenzelektronen. Er bildet zwei Einfachbindungen zu zwei Wasserstoffatomen. Dadurch zaehlt Sauerstoff in der Lewis-Betrachtung 8 Elektronen um sich herum: zwei bindende Elektronenpaare und zwei freie Elektronenpaare.
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Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen
Zwei Atome koennen mehr als ein Elektronenpaar teilen. Ein geteiltes Elektronenpaar ergibt eine Einfachbindung. Zwei geteilte Paare ergeben eine Doppelbindung. Drei geteilte Paare ergeben eine Dreifachbindung.
Mehrfachbindung
Eine Mehrfachbindung ist eine kovalente Bindung mit mehr als einem gemeinsamen Elektronenpaar zwischen denselben zwei Atomen.
Vergleiche drei Molekuele.
\(H_2\) hat eine Einfachbindung: \(H-H\).
\(O_2\) hat eine Doppelbindung: \(O=O\).
\(N_2\) hat eine Dreifachbindung: \(N \equiv N\).
Mit steigender Zahl geteilter Elektronenpaare wird die Bindung zwischen gleichartigen Atomen meist kuerzer und staerker.
Eine Doppelbindung ist nicht einfach "zwei einzelne Striche nebeneinander". Sie macht die Molekuelgeometrie oft starrer, weil sich die Bindung nicht frei drehen kann.
Polare kovalente Bindungen
Wenn zwei unterschiedliche Atome ein Elektronenpaar teilen, ziehen sie meist nicht gleich stark daran. Die Elektronegativitaet beschreibt, wie stark ein Atom Bindungselektronen anzieht. Je groesser der Unterschied, desto polarer wird die Bindung.
Polare kovalente Bindung
Eine polare kovalente Bindung ist eine Elektronenpaarbindung, bei der das gemeinsame Elektronenpaar naeher bei einem Bindungspartner liegt. Dadurch entstehen Teilladungen.
Vergleiche \(H-H\) und \(H-Cl\).
Bei \(H-H\) sind beide Atome gleich. Sie ziehen gleich stark am Elektronenpaar. Die Bindung ist unpolar.
Bei \(H-Cl\) zieht Chlor staerker am Elektronenpaar als Wasserstoff. Chlor traegt eine teilweise negative Ladung, Wasserstoff eine teilweise positive Ladung. Die Bindung ist polar.
Gleiche Atome teilen fair. Unterschiedliche Elektronegativitaeten machen eine kovalente Bindung polar.
Molekuelform und Dipole
Ob ein ganzes Molekuel polar ist, haengt nicht nur von einzelnen Bindungen ab. Auch die raeumliche Form ist wichtig. Bindungsdipole koennen sich verstaerken oder gegenseitig aufheben.
Dipolmolekuel
Ein Dipolmolekuel besitzt eine dauerhafte positive und negative Seite. Dafuer braucht es polare Bindungen und eine unsymmetrische Molekuelform.
Warum ist \(CO_2\) insgesamt unpolar?
- Jede \(C=O\)-Bindung ist polar.
- Das Molekuel ist linear: \(O=C=O\).
- Die beiden Bindungsdipole zeigen in entgegengesetzte Richtungen.
- Sie heben sich auf.
- Das Molekuel hat insgesamt keinen dauerhaften Dipol.
Warum ist Wasser polar?
Wasser hat zwei polare \(O-H\)-Bindungen. Das Molekuel ist gewinkelt, weil am Sauerstoff auch freie Elektronenpaare sitzen. Die Bindungsdipole heben sich deshalb nicht auf. Wasser ist ein Dipolmolekuel.
Das ist der Grund, warum Strukturformeln mehr koennen als Summenformeln: \(CO_2\) und \(H_2O\) zeigen erst durch ihre Form, ob sich Dipole aufheben.
Pruefungsmodus
In Aufgaben musst du kovalent, ionisch und metallisch sauber trennen. Suche zuerst die beteiligten Elemente. Dann fragst du: Werden Elektronen geteilt, uebertragen oder in einem Metallgitter frei beweglich?
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Zusammenfassung
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