Kovalente Bindung, Polare Atombindung und Bindungsarten

Kovalente Bindung einfach erklärt

• Definition: Kovalente Bindung (auch Atombindung, Elektronenpaarbindung) entsteht, wenn Atome Elektronenpaare teilen.
• Tritt häufig zwischen Nichtmetallen auf (Beispiele: Sauerstoff, Wasserstoff).
• Einfachbindung: Ein bindendes Elektronenpaar (Beispiel: H-H).
• Mehrfachbindungen: Mehrere bindende Elektronenpaare (Beispiel: O=C=O).

Entstehung einer Atombindung

• Atome verbinden sich, um stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen (voll besetzte äußere Valenzschale).
• Oktettregel: Acht äußere Elektronen bei Hauptgruppenelementen.

Beispiele für Atombindungen

• Wasserstoff (H₂): Zwei Wasserstoffatome teilen je ein Elektron.
• Methan (CH₄): Kohlenstoff geht Bindungen mit vier Wasserstoffatomen ein.
• Entstehung von Molekülen, Atomgittern (Diamant) und bestimmten Ionen (Ammonium).

Einfach- und Mehrfachbindungen

• Einfachbindung: Zwei Elektronen (Beispiel: H-Cl).
• Doppelbindung: Vier Elektronen (Beispiel: O=C=O).
• Dreifachbindung: Sechs Elektronen (Beispiel: H-C≡C-H).

Formelschreibweise kovalente Bindung

• Elektronenformel: Einzelne Valenzelektronen als Punkt.
• Valenzstrichformel: Elektronenpaare als Strich.
• Strich zwischen Atomen = kovalente Bindung.
• Strich an einem Atom = freies Elektronenpaar.
• Formalladung: Angeben, wenn Valenzelektronenanzahl vom neutralen Zustand abweicht.
• Beispiel: Kohlenstoffmonoxid (CO) mit Formalladungen.

Polare Atombindung

• Unpolare Atombindung: Elektronegativität beider Atome gleich, Elektronen gleichmäßig verteilt (Beispiele: H₂, O₂, Cl₂).
• Polare Atombindung: Atome haben unterschiedliche Elektronegativitäten, elektronegativeres Atom zieht Elektronen stärker an (Beispiel: HCl).

Dipol

• Polare Atombindungen können Dipol-Moleküle erzeugen.
• Beispiel: Fluorwasserstoff (HF) hat positive und negative Partialladungen.
• Nicht alle Moleküle mit polaren Bindungen sind Dipole (Beispiel: CO₂ ist kein Dipol).

Beispiel: Wassermolekül

• Wasser (H₂O): Zwei polare Atombindungen, gewinkelte Struktur mit einem Winkel von 104,5°.
• Sauerstoff negativ geladen, Wasserstoff positiv geladen.

Geometrie

• Bindungswinkel bestimmen räumliche Ausrichtung von Molekülen.
• Freie Elektronenpaare beeinflussen Molekülstruktur (z.B. gewinkeltes Wassermolekül).
• Einfachbindungen sind drehbar, Mehrfachbindungen nicht.

Bindungslänge

• Kovalente Bindungsstärke hängt von Bindungslänge ab.
• Kürzere Bindungslängen führen zu stärkeren Bindungen.

Bindungsarten in der Chemie

• Ionenbindung: Metall + Nichtmetall, Elektronegativitätsdifferenz > 1,7.
• Metallbindung: Elektronen werden in einem Elektronengas geteilt.

Zwischenmolekulare Wechselwirkungen

• Wasserstoffbrückenbindungen: Zwischen partiell geladenen Atomen.
• Van-der-Waals-Kräfte: Zwischen Dipolen in unpolaren Molekülen.

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