Didaktik der Chemie / Universität Bayreuth

Stand: 20.09.10

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3.3. Die Kovalente Bindung

Ziel: Wie verhalten sich Atome, die nur mit Ihresgleichen zusammentreffen, also dEN=0!

Material:
bulletMolekül-Magnetmodelle zur Kovalenten Bindung
bulletDiamant und Diamant-Gittermodell

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3.3.1 Zwischen gleichartigen Atomen

Beispiel 1:  Brom

Beide Atome "ziehen" genau gleich stark an den einzelnen Elektronen: sie besitzen identische EN. Deshalb bleiben die beiden Elektronen zwischen den Atomen und werden als Elektronenpaar von beiden Atomen gleichzeitig beansprucht. Dadurch bleiben die Atome aneinander gebunden: eine chemische Bindung ist entstanden.

Chemische Bindungen entstehen dadurch, dass in der Regel zwei Atome ein Elektronenpaar gemeinsam besitzen. Das gemeinsame Elektronenpaar befindet sich immer zwischen den Atomen. Es wird in der Valenzstrichformel durch einen waagrechten Strich dargestellt.

Erweiterung 1: So bei allen Halogenen!

Beispiel 2: Elektronenformel Wasserstoff

Bei Reaktionen zwischen Atomen wird Energie frei. Sie entspricht dem Ausmaß, in dem der gebundene Zustand energetisch stabiler ist als der ungebundene.

Modell: Magnete als Bindungen; H2 und X2

Die Energie, die bei der Entstehung einer chemischen Bindung frei wird, nennt man Bindungsenergie. Soll die Bindung zerstört werden, müsste die Bindungsenergie wieder aufgewendet werden.

Die Bindungsart

bulletzwischen Nichtmetallen,
bulletbei denen der dEN bis etwa 0.8 beträgt,
bulletheißt Kovalente Bindung (=Atombindung).

Atombindungen sind nicht oder kaum polarisiert, da die Bindungspartner gleich stark sind. Sie sind deshalb sehr stark, d.h. die entsprechenden Bindungsenergien sind sehr hoch. Es entstehen Moleküle.

Beispiel 3: Tafelskizze Elektronenformel Sauerstoff O=O

Den Bindungstyp, bei dem zweimal je 2 Elektronen gemeinsam benützt werden nennt man Doppelbindung.

Erweiterung 2: nicht S2! S8-Ring mit 8 Einfachbindungen. Erster Hinweis auf die Grenze der Oktettregel.

Beispiel 4: Tafelskizze Elektronenformel Stickstoff

Den Bindungstyp, bei dem dreimal je 2 Elektronen gemeinsam benützt werden nennt man Dreifachbindung.

Erweiterung 3: nicht P2! P4-Tetraeder mit 4 Einfachbindungen. Derselbe Grund wie bei S.

Beispiel 5: Tafelskizze Elektronenformel Kohlenstoff

Es gibt keine Vierfachbindungen (bei Hauptgruppenelementen).

Folie: Natürlich vorkommende Elementmoleküle und Vereinbarung über die Formulierung in Gleichungen.

Die zwischen den Molekülen wirkenden Kräfte sind sehr schwach.

Hinweis: Bis auf wenige Ausnahmen sind alle betroffenen Verbindungen gasförmig.
Grund: außen befinden sich jeweils Elektronen, die zu einer Abstoßung der Moleküle führen.

Mit Ausnahme des C bilden alle Atomverbindungen Moleküle.

Hinweis/Demonstration: Diamant und Diamant-Gittermodell.

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3.3.2 Zwischen unterschiedlichen Atomen

A: Suchen Sie Beispiele!

Schwierigkeit: woher erfährt man die Zahl der möglichen Bindungspartner? Klärung im nächsten Kapitel!

Beispiele: Tafelskizze HI, CH4, (BH3, Sextett!)

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3.3.3 Vorschau auf andere Bindungsarten

Folie: Bindungsarten und dEN

Die Einteilung der chemischen Bindung in Bindungstypen ist künstlich: die Grenzen zwischen Atombindung, polarer Bindung und Ionenbindung sind fließend.

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    E-Mail an: Walter.Wagner ät uni-bayreuth.de