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Kovalente Bindung

Kovalente Bindung (ältere Begriffe: Atombindung, Elektronenpaarbindung oder homöopolare Bindung) ist eine Form der chemischen Bindungen und als solche für den festen Zusammenhalt von Atomen in molekular aufgebauten chemischen Verbindungen ursächlich. Kovalente Bindungen bilden sich besonders zwischen den Atomen von Nichtmetallen aus. In Ionenkristallen wirken dagegen vorwiegend ionische und in Metallen metallische Bindungen.

Bei kovalenten Bindungen spielt eine Wechselwirkung der Außenelektronen (Valenzelektronen) mit den Außenelektronen der beteiligten Atome die tragende Rolle. Die Atome bilden zwischen sich mindestens ein Elektronenpaar aus. Dieses Elektronenpaar hält zwei (Zweizentrenbindung) oder mehr (Mehrzentrenbindung) Atome zusammen, ist also bindend und wird daher bindendes Elektronenpaar genannt. Neben einem bindenden Elektronenpaar (Einfachbindung, eine σ-Bindung) können auch zwei (Doppelbindung, σ-Bindung plus eine π-Bindung), drei (Dreifachbindung, plus eine weitere π-Bindung) und sogar mehr Elektronenpaare (δ-Bindung bei Bindungen zwischen Elementen der Nebengruppen) wirken. Eine kovalente Bindung hat eine bestimmte Wirkungsrichtung, ist also eine gerichtete Bindung und bestimmt damit die geometrische Struktur einer Verbindung. Die Festigkeit einer Bindung wird durch die Bindungsenergie beschrieben. Bei der chemischen Reaktion entsprechender Stoffe miteinander findet das Knüpfen oder Trennen einer oder mehrerer kovalenter Bindungen statt.

Inhaltsverzeichnis

Aus Erfahrung ist bekannt, dass sich Moleküle bei chemischen Reaktionen nicht in beliebigen Kombinationen von Atomsorten und Atomanzahlen bilden. Die Elektronenhüllen der Atome gleicher oder verschiedener Elemente müssen sich dazu eignen, miteinander Bindungen zu bilden. Eine genauere Beschreibung der Elektronenhüllen ist jedoch nur mit aufwendigeren mathematischen Methoden möglich (siehe Molekülorbitaltheorie, Valenzstrukturtheorie). Ein wichtiges und starkes Hilfsmittel für das Verständnis von Bindungsverhältnissen ist die weniger komplizierte Edelgasregel. Sie erlaubt die grafische Darstellung von vielen chemischen Verbindungen als Valenzstrichformeln, in denen bindende Elektronenpaare durch Striche zwischen den Elementsymbolen eingezeichnet sind.

Edelgasregel

Nach Lewis und Kossel (1916) sind chemische Verbindungen besonders stabil, wenn die beteiligten Atome die im Periodensystem nächstgelegene Edelgaskonfiguration erreichen (Edelgasregel). Das nächstgelegene Edelgas für Wasserstoff ist Helium mit nur zwei Elektronen. Für Wasserstoff ist die Regel daher mit nur zwei Elektronen erfüllt und liegt dementsprechend als Molekül vor, das durch eine kovalente Bindung (H−H) zusammengehalten wird.

In vielen Fällen erreichen Atome in Verbindungen eine Valenzschale mit vier Elektronenpaaren, haben also ein Elektronenoktett und erfüllen die so genannte Oktettregel. Die Oktettregel gilt für die meisten Verbindungen von Hauptgruppenelementen. Diese Faustregel greift gut für die Elemente der zweiten Periode, wie Kohlenstoff, Stickstoff und Sauerstoff, welche die wichtigen Elemente von zahllosen organischen Verbindungen sind.

Grenzen der Edelgasregel
Unter Nichtmetallen findet man Verbindungen, die das Oktett (formal) überschreiten. Dazu zählen Verbindungen von Fluoriden mit Elementen der 5., 6. und 7. Hauptgruppe. Umgekehrt sind es die elektropositiven (elektronenarmen) Übergangsmetalle, die häufig Elektronenmangelbindungen bilden. Typische Beispiele sind die Borwasserstoffe (siehe Diboran, Borane). Die Oktett-Überschreitung und die Oktett-Unterschreitung sind in vielen Fällen durch die Formulierung von Mehrzentrenbindungen erklärbar. Für Komplexe der Übergangsmetalle gilt oft die 18-Elektronen-Regel.

Physik der kovalenten Bindung

Nötig für eine Bindung von zwei Atomen (bzw. zwei Körpern allgemein) in einem festen Abstand ist das Gleichgewicht zwischen einer anziehenden und einer abstoßenden Kraft. Betrachtet man den einfachen Fall des Wasserstoff-Atoms ergibt sich folgendes: Die abstoßende Kraft ist die elektromagnetische Kraft zwischen den positiven Kernen, die immer stärker wird je näher die Kerne zusammenrücken. Die anziehende Kraft wird durch die Austauschwechselwirkung der zwei Elektronen bewirkt: Die Wellenfunktion der Elektronen ergibt im symmetrischen Fall eine Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen zwischen den Kernen. Die Elektronen schirmen also die Kernladungen voneinander ab und sind selbst größtenteils zwischen den Kernen eingeschlossen. Es entsteht ein bindendes Elektronenpaar. Eine ausführliche Beschreibung befindet sich unter Molekülorbitaltheorie#Wasserstoff.

Beispiele von Elektronenformeln
Einfachbindung
| C l _ ¯ + C l _ ¯ | | C l _ ¯ C l _ ¯ | {\displaystyle \mathrm {\vert {\overline {\underline {Cl}}}\cdot \ +\ \cdot {\overline {\underline {Cl}}}\vert \longrightarrow \vert {\overline {\underline {Cl}}}{-}{\overline {\underline {Cl}}}\vert } }
Chlor (Cl2)
4 H + C {\displaystyle \mathrm {4\ H\cdot \ +\ _{\cdot }^{\cdot }C_{\cdot }^{\cdot }\longrightarrow } } H C | H H | H {\displaystyle \mathrm {H{-}{\overset {\displaystyle H \atop |}{\underset {| \atop \displaystyle H}{C}}}{-}H} }
Methan (CH4)
Doppelbindung
C + 2 O O = C = O {\displaystyle \mathrm {^{\cdot }_{\cdot }C_{\cdot }^{\cdot }\ +2\ _{\cdot }^{\cdot }\ O_{\diagup }^{\diagdown }\ \longrightarrow \ \ _{\diagdown }^{\diagup }O{=}C{=}O_{\diagup }^{\diagdown }} }
Kohlenstoffdioxid (CO2)
Dreifachbindung
N ¯ + N ¯ | N N | {\displaystyle \mathrm {{\overline {_{\cdot }N_{\cdot }^{\cdot }}}\ \ +\ {\overline {_{\cdot }^{\cdot }N^{\cdot }}}\ \longrightarrow \vert N{\equiv }N\vert } }
Stickstoff (N2)
Formalladung
C + O | C O | {\displaystyle \mathrm {^{\cdot }_{\cdot }C_{\cdot }^{\cdot }\ \ +\ _{\cdot }^{\cdot }O_{\diagup }^{\diagdown }\ \longrightarrow \ ^{\ominus }\vert C{\equiv }O\vert ^{\oplus }} }
Kohlenstoffmonoxid (CO)

Durch kovalente Bindungen existieren molekulare Stoffe, wie Sauerstoff (O2) oder Kohlenstoffdioxid (CO2), aber auch Stoffe wie Diamant (CDiamant) oder Siliciumdioxid (SiO2), die keine Moleküle, sondern Atomgitter bilden. Komplexe Ionen, also Moleküle, die elektrische Ladungen tragen, werden durch kovalente Bindungen zusammengehalten. Diese Ionen bilden zwar Salze durch ionische Bindungen, die Atome der komplexen Ionen, wie Ammonium (NH4+) oder Sulfat (SO42−) werden jedoch durch kovalente Bindungen zusammengehalten.

In einer Elektronenformel lassen sich die Valenzelektronen von Nichtmetallatomen bildlich darstellen, wobei Elektronen auf möglichst vier Positionen um das Elementsymbol verteilt werden. Punkte stellen einzelne Elektronen dar, während Striche einsame Elektronenpaare (auch: freies Elektronenpaar, nichtbindendes Elektronenpaar) symbolisieren. Die Elektronenformeln der Atome lassen sich zu Molekülen vieler bekannter chemischer Verbindungen kombinieren und bei bekannter atomarer Zusammensetzung von kleinen Molekülen der molekulare Aufbau einer Verbindung vorhersagen. Um zu einer Valenzstrichformel eines Moleküls zu gelangen, werden einsame Elektronen (Punkte) zu bindenden Elektronenpaaren (Striche) kombiniert oder Elektronenpaare (Striche) zwischen Atomen so verschoben, dass die Oktettregel erfüllt wird. Dabei sind auch Doppelbindungen und Dreifachbindungen zwischen zwei Atomen möglich (siehe auch: Lewisschreibweise).

Die formale Zuordnung von bindenden und nichtbindenden Elektronenpaaren zur Darstellung einer chemischen Verbindung führt gelegentlich zu einer so genannten Formalladung. Sie ist die Differenz zwischen der positiven Kernladung und dem Atom zugeteilten negativen Elektronen und wird oft als hochgestelltes Plus- bzw. Minuszeichen in einem Kreissymbol angegeben. Formalladungen liegen zum Beispiel bei Kohlenstoffmonoxid vor.

Die Koordinationszahl eines Atoms gibt die Zahl der nächsten Nachbaratome an und ist zum Beispiel bezüglich des C-Atoms in Kohlenmonoxid 1, bei Kohlenstoffdioxid 2 und bei Methan 4.

Hauptartikel: Polare Atombindung

Die elektronenanziehenden Kräfte (Elektronegativität, En) sind ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms in einer chemischen Bindung die Bindungselektronen an sich zu ziehen. Die Elektronegativität von Bindungspartnern ist nur bei Elementmolekülen exakt gleich und nur hier liegen ideale kovalente Bindungen vor. Streng genommen können nur diese Bindungen unpolar oder auch homöopolar genannt werden.

Unterscheiden sich die Bindungspartner in ihrer Elektronegativität, liegen dagegen polare oder auch heteropolar genannte kovalente Bindungen vor. Die bindenden Elektronen sind mehr oder weniger ungleichmäßig zwischen den Bindungspartnern verteilt. Ihr Schwerpunkt ist in Richtung des elektronegativeren Partners verschoben. Das Atom mit der größeren Elektronegativität zieht die Bindungselektronen näher zu sich heran. Dadurch erhält dieser Bindungspartner eine negative Partialladung, die durch δ symbolisiert wird. Die Elektronenhülle des Atoms am anderen Ende der Bindung verarmt entsprechend an negativer Ladungsdichte und das Atom erhält eine positive Partialladung (δ+). Man nennt solche kovalenten Bindungen polare Bindungen, da Pole mit unterschiedlichen Teilladungen entstehen.

Bei sehr polaren kovalenten Bindungen können Bindungselektronen weitgehend einem Bindungspartner zugeordnet werden. Es liegt der Grenzfall zu ionischen Bindungen vor und in manchen Fällen ist es sinnvoll, die Verbindung als ionisch zu beschreiben.

Fluorwasserstoff (HF) Kohlenstoffdioxid (CO2) Wasser (H2O)
Δ E N = 1 , 9 {\displaystyle \Delta E_{N}=1{,}9} Δ E N = 1 , 0 {\displaystyle \Delta E_{N}=1{,}0} Δ E N = 1 , 4 {\displaystyle \Delta E_{N}=1{,}4}

Dipolmoment

Polare Bindungen können dazu führen, dass das gesamte Molekül polar ist: das Molekül trägt dann ein Dipolmoment und liegt als Dipol-Molekül vor. Ob ein Molekül ein (messbares) Dipolmoment besitzt, hängt aber nicht nur von der Polarität der Bindungen, sondern auch vom Molekülbau ab. Die Dipolmomente verschiedener Bindungen im Molekül addieren sich richtungsabhängig (vektoriell) und können sich daher gegenseitig aufheben. Fluorwasserstoff trägt als zweiatomige, heteronucleare Verbindung ein Dipolmoment. Kohlenstoffdioxid hat ein Gesamtdipolmoment von Null, da die Bindungsdipole entgegengesetzt ausgerichtet sind und sich aufheben. Wasser hat ein größeres Gesamtdipolmoment als Fluorwasserstoff, obwohl die Polarität der O–H-Bindung kleiner als die der H–F-Bindung ist. Die Ursache liegt in der Addition der zwei O–H-Bindungsdipole, die in einem Bindungswinkel von etwa 105° (siehe unten) zueinander stehen.

Einsame Elektronenpaare einer Verbindung können in einer Reaktion die Rolle von bindenden Elektronenpaaren übernehmen. Diese Art der Bindungen wird koordinative Bindung (auch: dative kovalente Bindung) genannt und tritt in Verbindungen wie dem Ammonium-Kation und in Komplexverbindungen auf. Koordinative Bindungen haben eine Ähnlichkeit mit den schwachen Bindungen, die zum Beispiel bei der Wasserstoffbrückenbindung auftreten.

Beispiele
Koordinative Bindung
im Ammonium-Kation
Koordinative Bindung
im Diammin-Silber-I-Komplex
Wasserstoffbrückenbindungen
zwischen zwei Wassermolekülen

Räumliche Ausrichtung

Hauptartikel: VSEPR-Modell

Drei miteinander verbundene Atome in einem Atomgitter, Molekül oder Komplex stehen in einem bestimmten Bindungswinkel zueinander. Die Kenntnis über Bindungswinkel erlaubt die Aufstellung der Strukturformel einer Verbindung. Aus Kenntnis über bindende und nichtbindende Elektronenpaare in einer Verbindung lassen sich Bindungswinkel mit Hilfe des Elektronenpaarabstoßungsmodells abschätzen. Die Bindungswinkel ergeben sich aus einer Anordnung der Elektronenwolken in einem möglichst großen Abstand zueinander. Eine Elektronenwolke kann aus einem einzelnen Elektron (bei Radikalen), einem nichtbindenden Elektronenpaar oder Einfachbindungen bestehen. Für eine einfache Schätzung können Zweifach- und Dreifachbindungen gedanklich als eine einzige Wolke aufgefasst werden.

Beispiele Blausäure (HCN) Kohlensäure (H2CO3) Wasser (H2O) Ammoniak (NH3) Methan (CH4)
Abbildung
Anzahl der Kugelwolken 2 3 4 4 4
Abschätzung linear (180°) trigonal planar (120°) tetraedrisch (109,47°) tetraedrisch (109,47°) tetraedrisch (109,47°)
tatsächlicher Bindungswinkel 180° etwa 120° 104,5° 107,8° 109,47°

Zwischen einer Abschätzung eines Bindungswinkel mit Hilfe des Elektronenwolkenmodells und realen Molekülen können recht kräftige Abweichungen auftreten. Der tatsächliche Bindungswinkel im Wassermolekül beträgt nicht 109,47°, sondern 104,45° auf Grund der geringeren abstoßenden Wirkung der nichtbindenden Elektronenpaare auf die bindenden Paare, bzw. der geringeren Größe der s-q-Bindungs-Orbitale, die das Proton enthalten.

Bindungslänge

H–H H–F H–Cl H–Br H–I
74 pm 92 pm 128 pm 141 pm 160 pm
C–C C ¯ C {\displaystyle \mathrm {C{\overline {\ldots }}C} } C=C C≡C N–N N=N N≡N
154 pm 139 pm 134 pm 120 pm 146 pm 125 pm 110 pm

Die Atomabstände in Molekülen und Komplexen mit kovalenter Bindung können experimentell durch Analyse der Rotationsspektren ermittelt werden. Die Bindungslängen hängen von der Größe der Atome ab. Je größer ihr Radius, desto größer ist ihr Abstand.

Bei Bindungen zwischen gleichartigen Atomen ist ihr Abstand auch von der Zahl der bindenden Elektronenpaare abhängig: Je mehr bindende Elektronenpaare wirken, desto kürzer ist die Bindungslänge. Die Form des Bindungpotenzials kann durch das Morse-Potenzial beschrieben werden.

Geometrie von Mehrfachbindungen

Geometrie

ekliptisch & gestaffelt
Butan

2-Buten

Einfachbindungen bestimmen zwar die Bindungswinkel zwischen Atomen, sind jedoch in sich selbst drehbar. Ein Molekül wie Butan kann leicht in sich drehen und liegt daher in verschiedenen Konformationen vor. Alle Konformationen beschreiben die gleiche Verbindung. Mehrfachbindungen lassen sich hingegen nicht in sich drehen. Bedeutung haben hier die Doppelbindung besonders in organische Verbindungen. Kohlenwasserstoffe wie 2-Buten existieren als zwei unterschiedliche chemische Verbindungen, nämlich cis- und trans-2-Buten. Die Starrheit der Doppelbindungen führt allgemein zu der so genannten cis-trans-Isomerie. Weitere Verzerrungen von Mehrfachbindungen lassen sich durch das Carter-Goddard-Malrieu-Trinquier-Modell beschreiben.

Konjugierte Doppelbindungen und aromatische Bindungen

Treten in einem Molekül abwechselnd Doppel- und Einfachbindungen auf, sind die Atomabstände der Einfachbindung kürzer (fester) als bei Einfachbindungen ohne Doppelbindungen in der Nachbarschaft. Auf die Mehrfachbindungen hingegen wirkt sich dies verlängernd aus. Dieses Phänomen wird Konjugation genannt und lässt sich mit den hier beschriebenen, einfachen Bindungsmodellen kaum erklären.

Ein besonderer Fall liegt bei der Aromatizität vor: Hier liegen nur formal Abfolgen von Doppel- und Einfachbindungen vor, die Atomabstände sind jedoch alle gleich kurz. Eine einfache aromatische Verbindung ist das ringförmige Molekül Benzol (C6H6). Valenzstrichformeln dieser Verbindung führen zu zwei möglichen Darstellungen, die in der Abbildung als mesomere Grenzstrukturen bezeichnet werden. Beide Valenzstrichformeln führen zu der richtigen Vermutung, das Benzol ein ebenes (planares) Molekül ist, da die Geometrie trigonal planare Ausrichtungen fordert. Jede C-C-Bindung kann als Doppel- oder Einfachbindung dargestellt werden. In Realität liegen die Doppelbindungen an keinen festen Orten vor, sondern sind über den ganzen Ring verteilt (delokalisiert). Alle aromatischen Verbindungen, also Verbindungen mit delokalisierten Doppelbindungen, müssen die so genannte Hückel-Regel erfüllen, die quantenmechanisch begründet ist.

Benzol (C6H6)
Benzol mit sechs Elektronen (genauer sechs π-Elektronen) in delokalisierten Doppelbindungen, einer der einfachsten aromatischen Verbindungen, hier durch mesomere Grenzstrukturen dargestellt. (Hinweis: Die Präsentationen oben und unten sind gleichwertig.) Die delokalisierten Elektronen und die Gleichheit der Bindungen wird in beiden Zeichnungen des Benzolmoleküls durch den Ring dargestellt. (Die rechts wiedergegebene Präsentation findet man bisweilen in Schulbüchern.) Historische Kekulé-Benzol-Formel aus der Originalpublikation.
Struktur von Amiden

Das Erstellen von mesomeren Grenzstrukturen mit den hier beschriebenen, einfachen Bindungsmodellen erlaubt auch Abschätzungen von recht komplizierten Bindungsverhältnissen. Die Abbildung rechts zeigt die Peptidbindung in zwei Grenzstrukturen. Aus der Grenzstruktur 1 lässt einen C-N-C-Bindungswinkel von 109° vermuten (tetraedrisch), während Grenzstruktur 2 auf einen Winkel von 120° hindeutet (trigonal planar). In Realität liegt ein Bindungswinkel von 122° vor, wie er sich eher aus Grenzstruktur 2 mit Formalladungen ergibt. Der C-N-Abstand der möglichen Doppelbindung liegt mit 133 pm zwischen einer C–N-Einfachbindung (147 pm) und einer C=N-Doppelbindung (130 pm).

Bindungsdissoziationsenthalpie
Bindung Bindungslänge
in pm
Bindungsenthalpie
in kJ/mol
H–H 74 436
F–F 142 159
Cl–Cl 199 242
Br–Br 228 193
I–I 267 151
C–H 108 413
C–F 138 489
C–Cl 177 339
C–Br 228 285
C–C 154 348
C=C 134 614
C≡C 120 839

Die Bindungsenergie (auch: Dissoziationsenergie, Bindungsspaltungsenergie, Bindungsenthalpie, Bindungsdissoziationsenthalpie oder Valenzenergie) ist gleich der Energie, die zu einer Spaltung einer kovalenten Bindung erforderlich ist und eine Verbindung (A−B) in zwei Radikale überführt:

A−B → A· + ·B

Diese Dissoziation wird homolytische Spaltung genannt. Die Bindungsdissoziationsenthalpie lässt sich bei einfachen Molekülen messen und bei komplizierteren Molekülen durch Messungen und Berechnungen abschätzen. Sie hängt – wie die Bindungslänge (siehe oben) – von der Größe der gebundenen Atome ab. Je größer der Radius der Bindungspartner, desto größer ist ihr Abstand und desto kleiner ist ihre Bindungsenergie. Auch bei Bindungen zwischen gleichartigen Atomen lässt sich erkennen, dass ihr Abstand mit steigender Zahl von bindenden Elektronenpaaren geringer wird, ihre Bindungsenergie hingegen steigt.

Wiktionary: Atombindung – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen
Wiktionary: kovalent – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen
  1. Brockhaus ABC Chemie, VEB F. A. Brockhaus Verlag Leipzig 1965, S. 226–229.
  2. Otto-Albrecht Neumüller (Hrsg.): Römpps Chemie-Lexikon. Band 1: A–Cl. 8. neubearbeitete und erweiterte Auflage. Franckh'sche Verlagshandlung, Stuttgart 1979, ISBN 3-440-04511-0, S. 662–668.
  3. August Kekulé: Ueber einige Condensationsproducte des Aldehyds, Liebigs Ann. Chem. 1872, 162 (1), S. 77–124; doi:.
Normdaten (Sachbegriff): GND:(, )

Kovalente Bindung
kovalente, bindung, form, chemischen, bindungen, sprache, beobachten, bearbeiten, ältere, begriffe, atombindung, elektronenpaarbindung, oder, homöopolare, bindung, eine, form, chemischen, bindungen, solche, für, festen, zusammenhalt, atomen, molekular, aufgeba. Kovalente Bindung Form der chemischen Bindungen Sprache Beobachten Bearbeiten Kovalente Bindung altere Begriffe Atombindung Elektronenpaarbindung oder homoopolare Bindung ist eine Form der chemischen Bindungen und als solche fur den festen Zusammenhalt von Atomen in molekular aufgebauten chemischen Verbindungen ursachlich Kovalente Bindungen bilden sich besonders zwischen den Atomen von Nichtmetallen aus 1 2 In Ionenkristallen wirken dagegen vorwiegend ionische und in Metallen metallische Bindungen Bei kovalenten Bindungen spielt eine Wechselwirkung der Aussenelektronen Valenzelektronen mit den Aussenelektronen der beteiligten Atome die tragende Rolle Die Atome bilden zwischen sich mindestens ein Elektronenpaar aus Dieses Elektronenpaar halt zwei Zweizentrenbindung oder mehr Mehrzentrenbindung Atome zusammen ist also bindend und wird daher bindendes Elektronenpaar genannt Neben einem bindenden Elektronenpaar Einfachbindung eine s Bindung konnen auch zwei Doppelbindung s Bindung plus eine p Bindung drei Dreifachbindung plus eine weitere p Bindung und sogar mehr Elektronenpaare d Bindung bei Bindungen zwischen Elementen der Nebengruppen wirken Eine kovalente Bindung hat eine bestimmte Wirkungsrichtung ist also eine gerichtete Bindung und bestimmt damit die geometrische Struktur einer Verbindung Die Festigkeit einer Bindung wird durch die Bindungsenergie beschrieben Bei der chemischen Reaktion entsprechender Stoffe miteinander findet das Knupfen oder Trennen einer oder mehrerer kovalenter Bindungen statt Inhaltsverzeichnis 1 Grundlagen 1 1 Edelgasregel 1 2 Physik der kovalenten Bindung 2 Bindende Elektronenpaare 3 Polaritat von kovalenten Bindungen 3 1 Dipolmoment 4 Bindende Elektronenpaare aus einsamen Elektronenpaaren 5 Geometrie 5 1 Raumliche Ausrichtung 5 2 Bindungslange 5 3 Geometrie von Mehrfachbindungen 5 4 Konjugierte Doppelbindungen und aromatische Bindungen 6 Bindungsenergie 7 Weblinks 8 EinzelnachweiseGrundlagen BearbeitenAus Erfahrung ist bekannt dass sich Molekule bei chemischen Reaktionen nicht in beliebigen Kombinationen von Atomsorten und Atomanzahlen bilden Die Elektronenhullen der Atome gleicher oder verschiedener Elemente mussen sich dazu eignen miteinander Bindungen zu bilden Eine genauere Beschreibung der Elektronenhullen ist jedoch nur mit aufwendigeren mathematischen Methoden moglich siehe Molekulorbitaltheorie Valenzstrukturtheorie Ein wichtiges und starkes Hilfsmittel fur das Verstandnis von Bindungsverhaltnissen ist die weniger komplizierte Edelgasregel Sie erlaubt die grafische Darstellung von vielen chemischen Verbindungen als Valenzstrichformeln in denen bindende Elektronenpaare durch Striche zwischen den Elementsymbolen eingezeichnet sind Edelgasregel Bearbeiten Nach Lewis und Kossel 1916 sind chemische Verbindungen besonders stabil wenn die beteiligten Atome die im Periodensystem nachstgelegene Edelgaskonfiguration erreichen Edelgasregel Das nachstgelegene Edelgas fur Wasserstoff ist Helium mit nur zwei Elektronen Fur Wasserstoff ist die Regel daher mit nur zwei Elektronen erfullt und liegt dementsprechend als Molekul vor das durch eine kovalente Bindung H H zusammengehalten wird In vielen Fallen erreichen Atome in Verbindungen eine Valenzschale mit vier Elektronenpaaren haben also ein Elektronenoktett und erfullen die so genannte Oktettregel Die Oktettregel gilt fur die meisten Verbindungen von Hauptgruppenelementen Diese Faustregel greift gut fur die Elemente der zweiten Periode wie Kohlenstoff Stickstoff und Sauerstoff welche die wichtigen Elemente von zahllosen organischen Verbindungen sind Grenzen der Edelgasregel Unter Nichtmetallen findet man Verbindungen die das Oktett formal uberschreiten Dazu zahlen Verbindungen von Fluoriden mit Elementen der 5 6 und 7 Hauptgruppe Umgekehrt sind es die elektropositiven elektronenarmen Ubergangsmetalle die haufig Elektronenmangelbindungen bilden Typische Beispiele sind die Borwasserstoffe siehe Diboran Borane Die Oktett Uberschreitung und die Oktett Unterschreitung sind in vielen Fallen durch die Formulierung von Mehrzentrenbindungen erklarbar Fur Komplexe der Ubergangsmetalle gilt oft die 18 Elektronen Regel Physik der kovalenten Bindung Bearbeiten Notig fur eine Bindung von zwei Atomen bzw zwei Korpern allgemein in einem festen Abstand ist das Gleichgewicht zwischen einer anziehenden und einer abstossenden Kraft Betrachtet man den einfachen Fall des Wasserstoff Atoms ergibt sich folgendes Die abstossende Kraft ist die elektromagnetische Kraft zwischen den positiven Kernen die immer starker wird je naher die Kerne zusammenrucken Die anziehende Kraft wird durch die Austauschwechselwirkung der zwei Elektronen bewirkt Die Wellenfunktion der Elektronen ergibt im symmetrischen Fall eine Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen zwischen den Kernen Die Elektronen schirmen also die Kernladungen voneinander ab und sind selbst grosstenteils zwischen den Kernen eingeschlossen Es entsteht ein bindendes Elektronenpaar Eine ausfuhrliche Beschreibung befindet sich unter Molekulorbitaltheorie Wasserstoff Bindende Elektronenpaare BearbeitenBeispiele von ElektronenformelnEinfachbindung C l C l C l C l displaystyle mathrm vert overline underline Cl cdot cdot overline underline Cl vert longrightarrow vert overline underline Cl overline underline Cl vert Chlor Cl2 4 H C displaystyle mathrm 4 H cdot cdot cdot C cdot cdot longrightarrow H C H H H displaystyle mathrm H overset displaystyle H atop underset atop displaystyle H C H Methan CH4 Doppelbindung C 2 O O C O displaystyle mathrm cdot cdot C cdot cdot 2 cdot cdot O diagup diagdown longrightarrow diagdown diagup O C O diagup diagdown Kohlenstoffdioxid CO2 Dreifachbindung N N N N displaystyle mathrm overline cdot N cdot cdot overline cdot cdot N cdot longrightarrow vert N equiv N vert Stickstoff N2 Formalladung C O C O displaystyle mathrm cdot cdot C cdot cdot cdot cdot O diagup diagdown longrightarrow ominus vert C equiv O vert oplus Kohlenstoffmonoxid CO Durch kovalente Bindungen existieren molekulare Stoffe wie Sauerstoff O2 oder Kohlenstoffdioxid CO2 aber auch Stoffe wie Diamant CDiamant oder Siliciumdioxid SiO2 die keine Molekule sondern Atomgitter bilden Komplexe Ionen also Molekule die elektrische Ladungen tragen werden durch kovalente Bindungen zusammengehalten Diese Ionen bilden zwar Salze durch ionische Bindungen die Atome der komplexen Ionen wie Ammonium NH4 oder Sulfat SO42 werden jedoch durch kovalente Bindungen zusammengehalten In einer Elektronenformel lassen sich die Valenzelektronen von Nichtmetallatomen bildlich darstellen wobei Elektronen auf moglichst vier Positionen um das Elementsymbol verteilt werden Punkte stellen einzelne Elektronen dar wahrend Striche einsame Elektronenpaare auch freies Elektronenpaar nichtbindendes Elektronenpaar symbolisieren Die Elektronenformeln der Atome lassen sich zu Molekulen vieler bekannter chemischer Verbindungen kombinieren und bei bekannter atomarer Zusammensetzung von kleinen Molekulen der molekulare Aufbau einer Verbindung vorhersagen Um zu einer Valenzstrichformel eines Molekuls zu gelangen werden einsame Elektronen Punkte zu bindenden Elektronenpaaren Striche kombiniert oder Elektronenpaare Striche zwischen Atomen so verschoben dass die Oktettregel erfullt wird Dabei sind auch Doppelbindungen und Dreifachbindungen zwischen zwei Atomen moglich siehe auch Lewisschreibweise Die formale Zuordnung von bindenden und nichtbindenden Elektronenpaaren zur Darstellung einer chemischen Verbindung fuhrt gelegentlich zu einer so genannten Formalladung Sie ist die Differenz zwischen der positiven Kernladung und dem Atom zugeteilten negativen Elektronen und wird oft als hochgestelltes Plus bzw Minuszeichen in einem Kreissymbol angegeben Formalladungen liegen zum Beispiel bei Kohlenstoffmonoxid vor Die Koordinationszahl eines Atoms gibt die Zahl der nachsten Nachbaratome an und ist zum Beispiel bezuglich des C Atoms in Kohlenmonoxid 1 bei Kohlenstoffdioxid 2 und bei Methan 4 Polaritat von kovalenten Bindungen Bearbeiten Hauptartikel Polare Atombindung Die elektronenanziehenden Krafte Elektronegativitat En sind ein Mass fur die Fahigkeit eines Atoms in einer chemischen Bindung die Bindungselektronen an sich zu ziehen Die Elektronegativitat von Bindungspartnern ist nur bei Elementmolekulen exakt gleich und nur hier liegen ideale kovalente Bindungen vor Streng genommen konnen nur diese Bindungen unpolar oder auch homoopolar genannt werden Unterscheiden sich die Bindungspartner in ihrer Elektronegativitat liegen dagegen polare oder auch heteropolar genannte kovalente Bindungen vor Die bindenden Elektronen sind mehr oder weniger ungleichmassig zwischen den Bindungspartnern verteilt Ihr Schwerpunkt ist in Richtung des elektronegativeren Partners verschoben Das Atom mit der grosseren Elektronegativitat zieht die Bindungselektronen naher zu sich heran Dadurch erhalt dieser Bindungspartner eine negative Partialladung die durch d symbolisiert wird Die Elektronenhulle des Atoms am anderen Ende der Bindung verarmt entsprechend an negativer Ladungsdichte und das Atom erhalt eine positive Partialladung d Man nennt solche kovalenten Bindungen polare Bindungen da Pole mit unterschiedlichen Teilladungen entstehen Bei sehr polaren kovalenten Bindungen konnen Bindungselektronen weitgehend einem Bindungspartner zugeordnet werden Es liegt der Grenzfall zu ionischen Bindungen vor und in manchen Fallen ist es sinnvoll die Verbindung als ionisch zu beschreiben Fluorwasserstoff HF Kohlenstoffdioxid CO2 Wasser H2O D E N 1 9 displaystyle Delta E N 1 9 D E N 1 0 displaystyle Delta E N 1 0 D E N 1 4 displaystyle Delta E N 1 4 Dipolmoment Bearbeiten Polare Bindungen konnen dazu fuhren dass das gesamte Molekul polar ist das Molekul tragt dann ein Dipolmoment und liegt als Dipol Molekul vor Ob ein Molekul ein messbares Dipolmoment besitzt hangt aber nicht nur von der Polaritat der Bindungen sondern auch vom Molekulbau ab Die Dipolmomente verschiedener Bindungen im Molekul addieren sich richtungsabhangig vektoriell und konnen sich daher gegenseitig aufheben Fluorwasserstoff tragt als zweiatomige heteronucleare Verbindung ein Dipolmoment Kohlenstoffdioxid hat ein Gesamtdipolmoment von Null da die Bindungsdipole entgegengesetzt ausgerichtet sind und sich aufheben Wasser hat ein grosseres Gesamtdipolmoment als Fluorwasserstoff obwohl die Polaritat der O H Bindung kleiner als die der H F Bindung ist Die Ursache liegt in der Addition der zwei O H Bindungsdipole die in einem Bindungswinkel von etwa 105 siehe unten zueinander stehen Bindende Elektronenpaare aus einsamen Elektronenpaaren BearbeitenEinsame Elektronenpaare einer Verbindung konnen in einer Reaktion die Rolle von bindenden Elektronenpaaren ubernehmen Diese Art der Bindungen wird koordinative Bindung auch dative kovalente Bindung genannt und tritt in Verbindungen wie dem Ammonium Kation und in Komplexverbindungen auf Koordinative Bindungen haben eine Ahnlichkeit mit den schwachen Bindungen die zum Beispiel bei der Wasserstoffbruckenbindung auftreten BeispieleKoordinative Bindung im Ammonium Kation Koordinative Bindung im Diammin Silber I Komplex Wasserstoffbruckenbindungen zwischen zwei Wassermolekulen Geometrie BearbeitenRaumliche Ausrichtung Bearbeiten Hauptartikel VSEPR Modell Drei miteinander verbundene Atome in einem Atomgitter Molekul oder Komplex stehen in einem bestimmten Bindungswinkel zueinander Die Kenntnis uber Bindungswinkel erlaubt die Aufstellung der Strukturformel einer Verbindung Aus Kenntnis uber bindende und nichtbindende Elektronenpaare in einer Verbindung lassen sich Bindungswinkel mit Hilfe des Elektronenpaarabstossungsmodells abschatzen Die Bindungswinkel ergeben sich aus einer Anordnung der Elektronenwolken in einem moglichst grossen Abstand zueinander Eine Elektronenwolke kann aus einem einzelnen Elektron bei Radikalen einem nichtbindenden Elektronenpaar oder Einfachbindungen bestehen Fur eine einfache Schatzung konnen Zweifach und Dreifachbindungen gedanklich als eine einzige Wolke aufgefasst werden Beispiele Blausaure HCN Kohlensaure H2CO3 Wasser H2O Ammoniak NH3 Methan CH4 Abbildung Anzahl der Kugelwolken 2 3 4 4 4Abschatzung linear 180 trigonal planar 120 tetraedrisch 109 47 tetraedrisch 109 47 tetraedrisch 109 47 tatsachlicher Bindungswinkel 180 etwa 120 104 5 107 8 109 47 Zwischen einer Abschatzung eines Bindungswinkel mit Hilfe des Elektronenwolkenmodells und realen Molekulen konnen recht kraftige Abweichungen auftreten Der tatsachliche Bindungswinkel im Wassermolekul betragt nicht 109 47 sondern 104 45 auf Grund der geringeren abstossenden Wirkung der nichtbindenden Elektronenpaare auf die bindenden Paare bzw der geringeren Grosse der s q Bindungs Orbitale die das Proton enthalten Bindungslange Bearbeiten H H H F H Cl H Br H I74 pm 92 pm 128 pm 141 pm 160 pmC C C C displaystyle mathrm C overline ldots C C C C C N N N N N N154 pm 139 pm 134 pm 120 pm 146 pm 125 pm 110 pm Die Atomabstande in Molekulen und Komplexen mit kovalenter Bindung konnen experimentell durch Analyse der Rotationsspektren ermittelt werden Die Bindungslangen hangen von der Grosse der Atome ab Je grosser ihr Radius desto grosser ist ihr Abstand Bei Bindungen zwischen gleichartigen Atomen ist ihr Abstand auch von der Zahl der bindenden Elektronenpaare abhangig Je mehr bindende Elektronenpaare wirken desto kurzer ist die Bindungslange Die Form des Bindungpotenzials kann durch das Morse Potenzial beschrieben werden Geometrie von Mehrfachbindungen Bearbeiten Geometrie ekliptisch amp gestaffelt Butan 2 Buten Einfachbindungen bestimmen zwar die Bindungswinkel zwischen Atomen sind jedoch in sich selbst drehbar Ein Molekul wie Butan kann leicht in sich drehen und liegt daher in verschiedenen Konformationen vor Alle Konformationen beschreiben die gleiche Verbindung Mehrfachbindungen lassen sich hingegen nicht in sich drehen Bedeutung haben hier die Doppelbindung besonders in organische Verbindungen Kohlenwasserstoffe wie 2 Buten existieren als zwei unterschiedliche chemische Verbindungen namlich cis und trans 2 Buten Die Starrheit der Doppelbindungen fuhrt allgemein zu der so genannten cis trans Isomerie Weitere Verzerrungen von Mehrfachbindungen lassen sich durch das Carter Goddard Malrieu Trinquier Modell beschreiben Konjugierte Doppelbindungen und aromatische Bindungen Bearbeiten Treten in einem Molekul abwechselnd Doppel und Einfachbindungen auf sind die Atomabstande der Einfachbindung kurzer fester als bei Einfachbindungen ohne Doppelbindungen in der Nachbarschaft Auf die Mehrfachbindungen hingegen wirkt sich dies verlangernd aus Dieses Phanomen wird Konjugation genannt und lasst sich mit den hier beschriebenen einfachen Bindungsmodellen kaum erklaren Ein besonderer Fall liegt bei der Aromatizitat vor Hier liegen nur formal Abfolgen von Doppel und Einfachbindungen vor die Atomabstande sind jedoch alle gleich kurz Eine einfache aromatische Verbindung ist das ringformige Molekul Benzol C6H6 Valenzstrichformeln dieser Verbindung fuhren zu zwei moglichen Darstellungen die in der Abbildung als mesomere Grenzstrukturen bezeichnet werden Beide Valenzstrichformeln fuhren zu der richtigen Vermutung das Benzol ein ebenes planares Molekul ist da die Geometrie trigonal planare Ausrichtungen fordert Jede C C Bindung kann als Doppel oder Einfachbindung dargestellt werden In Realitat liegen die Doppelbindungen an keinen festen Orten vor sondern sind uber den ganzen Ring verteilt delokalisiert Alle aromatischen Verbindungen also Verbindungen mit delokalisierten Doppelbindungen mussen die so genannte Huckel Regel erfullen die quantenmechanisch begrundet ist Benzol C6H6 Benzol mit sechs Elektronen genauer sechs p Elektronen in delokalisierten Doppelbindungen einer der einfachsten aromatischen Verbindungen hier durch mesomere Grenzstrukturen dargestellt Hinweis Die Prasentationen oben und unten sind gleichwertig Die delokalisierten Elektronen und die Gleichheit der Bindungen wird in beiden Zeichnungen des Benzolmolekuls durch den Ring dargestellt Die rechts wiedergegebene Prasentation findet man bisweilen in Schulbuchern Historische Kekule Benzol Formel aus der Originalpublikation 3 Struktur von Amiden Das Erstellen von mesomeren Grenzstrukturen mit den hier beschriebenen einfachen Bindungsmodellen erlaubt auch Abschatzungen von recht komplizierten Bindungsverhaltnissen Die Abbildung rechts zeigt die Peptidbindung in zwei Grenzstrukturen Aus der Grenzstruktur 1 lasst einen C N C Bindungswinkel von 109 vermuten tetraedrisch wahrend Grenzstruktur 2 auf einen Winkel von 120 hindeutet trigonal planar In Realitat liegt ein Bindungswinkel von 122 vor wie er sich eher aus Grenzstruktur 2 mit Formalladungen ergibt Der C N Abstand der moglichen Doppelbindung liegt mit 133 pm zwischen einer C N Einfachbindung 147 pm und einer C N Doppelbindung 130 pm Bindungsenergie BearbeitenBindungsdissoziationsenthalpieBindung Bindungslange in pm Bindungsenthalpie in kJ molH H 74 436F F 142 159Cl Cl 199 242Br Br 228 193I I 267 151C H 108 413C F 138 489C Cl 177 339C Br 228 285C C 154 348C C 134 614C C 120 839 Die Bindungsenergie auch Dissoziationsenergie Bindungsspaltungsenergie Bindungsenthalpie Bindungsdissoziationsenthalpie oder Valenzenergie ist gleich der Energie die zu einer Spaltung einer kovalenten Bindung erforderlich ist und eine Verbindung A B in zwei Radikale uberfuhrt A B A B Diese Dissoziation wird homolytische Spaltung genannt Die Bindungsdissoziationsenthalpie lasst sich bei einfachen Molekulen messen und bei komplizierteren Molekulen durch Messungen und Berechnungen abschatzen Sie hangt wie die Bindungslange siehe oben von der Grosse der gebundenen Atome ab Je grosser der Radius der Bindungspartner desto grosser ist ihr Abstand und desto kleiner ist ihre Bindungsenergie Auch bei Bindungen zwischen gleichartigen Atomen lasst sich erkennen dass ihr Abstand mit steigender Zahl von bindenden Elektronenpaaren geringer wird ihre Bindungsenergie hingegen steigt Weblinks Bearbeiten Wikibooks Anorganische Chemie fur Schuler Die Atombindung Lern und Lehrmaterialien Wiktionary Atombindung Bedeutungserklarungen Wortherkunft Synonyme Ubersetzungen Wiktionary kovalent Bedeutungserklarungen Wortherkunft Synonyme UbersetzungenEinzelnachweise Bearbeiten Brockhaus ABC Chemie VEB F A Brockhaus Verlag Leipzig 1965 S 226 229 Otto Albrecht Neumuller Hrsg Rompps Chemie Lexikon Band 1 A Cl 8 neubearbeitete und erweiterte Auflage Franckh sche Verlagshandlung Stuttgart 1979 ISBN 3 440 04511 0 S 662 668 August Kekule Ueber einige Condensationsproducte des Aldehyds Liebigs Ann Chem 1872 162 1 S 77 124 doi 10 1002 jlac 18721620110 Arten der chemischen Bindung Intramolekulare Wechselwirkungen Ionische Bindung Kovalente Bindung Metallische Bindung Koordinative Bindung Intermolekulare Wechselwirkungen Wasserstoffbrucken Dipol Dipol Wechselwirkungen Van der Waals Krafte Delokalisierte p Bindung Delokalisierte s Bindung Dreizentrenbindung Vierzentrenbindung Normdaten Sachbegriff GND 4143323 3 OGND AKS Abgerufen von https de wikipedia org w index php title Kovalente Bindung amp oldid 217943830, wikipedia, wiki, deutsches

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