Kovalente Bindungen

Kovalente Bindung
1) Konzept der kovalenten Bindung
Eine kovalente Einfachbindung besteht aus einem Paar von Elektronen, das zwei Atomen gemeinsam
angehört.
BSP: H2 Jedes Atom hat ein Elektron, das symmetrisch auf den Atomkern auf ein 1s-Orbital verteilt
ist. Kommen zwei H-atome zusammen, überlappen sich ihre Atomorbitale und die Elektronenwolke
zwischen den Kernen wird dichter. Die erhöhte negative Ladungsdichte in diesem Bereich zieht die
positiv geladenen Kerne an.
Schreibweise: H – H
Valenzstrichformel: ein Bindungsstrich zwischen zwei Atomsymbolen symbolisiert ein gemeinsames
Elektronenpaar. Die Übrigen Valenzelektronen werden als Striche neben die Atomsymbole
geschrieben (ein Strich ein Elektronenpaar). Dies wird auch Lewis Formeln genannt. Die LewisTheorie besagt, dass jedes Atom als Ziel die Edelgaskonfiguration anstrebt. (Oktett Regel)
BSP: Fluor
Zwei Atome können mehr als ein gemeinsames Elektronenpaar verfügen, sogenannte
Mehrfachbindungen. Bei einer Doppelbindung (O2) sind zwei, bei einer Dreifachbindung sind drei
gemeinsame Elektronenpaare vorhanden. BSP: Stickstoff-Molekül (dreifach Bindung)
Formel für die Anzahl der Elektronen, die an Bindungen beteiligt sind:
e-= 2* (Anzahl der H-Atome) + 8 *(Anzahl der übrigen Atome) – (Gesamtzahl der Valenzelektronen)
BSP: H2CO  C 4, O 6, (H 1) * 2 – 12 Valenzelektronen; 8 Bindungselektronen
2) Übergänge zwischen Ionenbindung und kovalenter Bindung
In den meisten Verbindungen liegt weder eine reine Ionenbindung noch eine rein kovalente Bindung
vor. Eine rein kovalente Bindung tritt nur zwischen gleichen Atomen auf (z.B. F2).
Gehen wir von einer reinen Ionenverbindung aus, so können wir eine Verzerrung der Ionen
betrachten. Das positiv geladene Ion wirkt anziehend auf die negative Ladungswolke des Anions und
deformiert sie. Die Elektronen des Anions werden zum Kation hingezogen. Dies kann zur Bildung
einer kovalenten Bindung führen. Die Beeinflussung der Ladungswolke hängt sowohl vom Kation als
auch vom Anion ab.
Anion: Wie leicht ein Anion verzerrt werden kann, hängt von seiner Landung bzw. Größe ab. Je
größer umso weiter sind die Außen Elektronen vom Kern entfernt und dadurch leichter
deformierbar. Je größer die negative Ladung, desto größer ist der Überschuss an Elektronen
gegenüber den Protonen und umso stärker wirkt das Kation auf die Elektronenwolke ein.
In einem deformierten Ion stimmt der Schwerpunkt der negativen Ladung der Elektronenwolke nicht
mehr mit dem Schwerpunkt der positiven Ladung im Kern überein: das Ion ist polarisiert. Die
Deformierbarkeit eines Ions nennt man deshalb auch Polarisierbarkeit.
Kation: Die Fähigkeit eines Kations, die Elektronenwolke eines benachbarten Anions zu polarisieren,
hängt ebenfalls von seiner Größe und Ladung ab. Je kleiner das Kation und je höher seine Ladung,
desto wirksamer kann es die Elektronen eines Anions beeinflussen.
Bei einer kovalente Bindung von unterschiedlichen Atomen ist die Elektronenladung nicht
symmetrisch zwischen den beiden Atomkernen verteilt – Sie teilen sich das gemeinsame
Elektronenpaar nicht gleichmäßig, ein Atom wird die Elektronen immer etwas stärker anziehen.
BSP: BrCl-Molekül –> Chlor ist partiell negativ geladen, Brom partiell positiv
Eine derartige Bindung nennt man eine polare kovalente Bindung mit den Symbolen δ- und δ+. Je
unterschiedlicher die elektronenanziehende Wirkung der kovalent gebundenen Atome ist, desto
polarer die Bindung. Dadurch können auch einzelne Ionen resultieren.
Ein Objekt, auf dem sich zwei entgegengesetzte Ladungen des gleichen Betrags q in einem Abstand d
befinden, ist ein Dipol. Das Dipolmoment μ beträgt: 𝜇 = 𝑞 ∙ 𝑑
Moleküle die ein Dipolmoment besitzen, nennt man polare Moleküle. Wenn sie in ein elektrisches
Feld zwischen zwei geladenen Platten gebracht werden, richten sie sich so aus, dass ihre negativen
Enden auf die positive Platte weisen und umgekehrt. Durch entsprechende Messungen kann das
Dipolmoment experimentell bestimmt werden.
3) Elektronegativität
Die Elektronegativität ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, die Elektronen in einem Molekül an
sich zu ziehen. Die Werte für Elektronegativitäten werden in willkürlich festgelegten Einheiten
angegeben und nur die relativen Werte sind von Bedeutung, um qualitative Aussagen zu machen.
Weiters gibt es keinen direkten Weg Elektronegativität zu messen. Allgemein nimmt die
Elektronegativität von links nach rechts in einer Periode und von unten nach oben in einer Gruppe
zu. Das elektronegativste Element ist Fluor rechts oben; das elektropositivste links unten.
Metall-Atome geben leicht Elektronen ab und haben kleine Elektronegativitäten; je kleiner ihre
Elektronegativität, umso reaktiver sind sie gegenüber nicht-Metalle. Nichtmetall-Atome tendieren
zur Aufnahme von Elektronen und sind umso reaktiver, je höher ihre Elektronegativität ist. Je größer
die Differenz der Elektronegativität zweier Atome, desto polarer ist die Bindung zwischen ihnen. Die
Differenz zwischen zwei Nichtmetallen ist meist gering und bildet daher meist kovalente Bindungen.
Ist die Differenz sehr klein, kann von einer weitgehend unpolaren Bindung ausgehen. Bei größerer
Differenz ist die Bindung polar mit der partiell negativen Ladung am Atom mit der größeren
Elektronegativität.
4) Formalladung
Bei bestimmten kovalenten Bindungen werden beide Elektronen des gemeinsamen Elektronenpaares
von einem der Atome zur Verfügung gestellt.
BSP: Bei der Reaktion eines H+-Ions mit einem Ammoniak-Molekül wird das einsame Elektronenpaar
am Stickstoff-Atom benutzt, um eine neue kovalente Bindung zu bilden. Da nun das NH4+ Ion vier
Bindungen eingeht anstatt der drei beim Ammoniak Molekül, erhält das N-Atom eine Formalladung
von 1+ zugewiesen.
Dadurch hat es nicht mehr fünf, sondern nur noch vier Valenzelektronen. Die H-Atome erhalten
keine Formalladung, da ihre Elektronenzahl mit der eines neutralen H-Atoms übereinstimmt. Die
Summe der Formalladungen aller Atome entspricht der Ladung des Gesamtteilchens. Mit insgesamt
einer + Formalladung ist das Ammonium-Ion ein einfach geladenes Kation. In Lewis-Formeln sollten
möglichst wenige Atome eine Formalladung haben und die Formalladungen sollten möglichst klein
sein. Gebundene Atome sollten keine Formalladungen mit gleichem Vorzeichen haben, da sie die
Verbindung schwächen würden.
5) Mesomerie
Hat zwei Formeln als Lösung, diese Art von Formulierung nennt man Mesomerie oder Resonanz, die
einzelnen Formeln werden mesomere Grenzformeln genannt. Die tatsächliche Struktur ist ein
Zwischending beider Grenzformeln – es sind weder Einfach- noch Doppelbindungen.
BSP: O3
Beide O-Atome am Ende haben eine Formalladung von -1/2. Ein weiteres Beispiel wäre
Salpetersäure. In manchen Fällen gibt es sogar mehr als zwei Grenzformeln (CO32-). Hierbei bringt die
Mesomerie zum Ausdruck, dass die Ladung des Carbonat-Ions nicht genau lokalisiert ist
(delokalisierte Ladung).
Für Mesomerie gibt es folgende 4 Regeln:
1. Für alle mesomeren Grenzformeln muss die räumliche Anordnung der Atomkerne dieselbe
sein. Grenzformeln unterscheiden sich nur in der Verteilung von Elektronen.
BSP: Cyanat-Ion: die Atome sind in der Reihenfolge OCN- gebunden. NOC- bzw. CNO- sind
keine möglichen Strukturen
2. Zwei aneinander gebundene Atome sollen keine Formalladungen mit gleichem Vorzeichen
haben.
3. Die wichtigsten Grenzformeln sind diejenigen mit der kleinsten Anzahl von Formalladungen
und mit den kleinsten Beträgen für diese Ladungen.
4. Bei den wichtigeren Grenzformeln entspricht die Verteilung von positiven und negativen
Formalladungen den Elektronegatvitäten der Atome. Das elektronegativste Atom sollte
möglichst keine positive Formalladung erhalten.
BSP: FNO Nitrosylfluorid: F sollte keine positive Formalladung besitzen, da es am
elektronegativsten ist.
6) Quelle:
Charles E. Mortimer
Ulrich Müller
Chemie 10. Auflage
Seite 108-117