Kovalente und ionische Bindungen
- Was sind kovalente Bindungen?
- Beispiele für unpolare kovalente Bindungen
- Beispiel für eine polare kovalente Bindungen
- Wann ist eine Bindung nicht mehr kovalent?
- Beispiel für eine ionische Bindungen
- Zusammenfassung zu kovalenten und ionischen Bindungen
- Häufig gestellte Fragen zum Thema Kovalente und ionische Bindungen
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Grundlagen zum Thema Kovalente und ionische Bindungen
Was sind kovalente Bindungen?
Kovalente Bindungen (auch Atombindungen genannt) stellen eine Art der chemischen Bindung zwischen zwei oder mehreren Bindungspartnern dar. Bei der kovalenten Bindung teilen sich zwei Atome gleichermaßen ein gemeinsames Elektronenpaar. Dieses setzt sich aus den Valenzelektronen der beiden Bindungspartner zusammen. Man spricht in diesem Zusammenhang auch von Bindungselektronen bzw. einem bindenden Elektronenpaar. Demnach werden kovalente Bindungen auch als Elektronenpaarbindungen bezeichnet. Eine Bedingung für das Zustandekommen einer kovalenten Bindung ist, dass die Differenz der Elektronegativitätswerte $\Delta EN$ der beiden Bindungspartner kleiner als $1,7$ sein muss $\left(\Delta EN\lt 1,7 \right)$.
Durch das Teilen gemeinsamer Bindungselektronen in der kovalenten Bindung erlangen die Bindungspartnern im Idealfall eine Edelgaskonfiguration und sind dadurch chemisch stabiler als vor der Bindung.
Beispiele für unpolare kovalente Bindungen
Haben die Atome der Bindungspartner denselben Elektronegativitätswert oder unterscheiden sich diese nur geringfügig ($\Delta EN \lt 0,5$), spricht man von einer unpolaren kovalenten Bindung (Atombindung). Solche Bindungen liegen vor allem in Elementmolekülen vor, bei denen die Bindungspartner ja dem gleichen Element zugehörig sind:
Im Wasserstoffmolekül $\left( \ce{H2} \right)$ haben beide Wasserstoffatome dieselben Elektronegativitätswerte. Sie ziehen die Elektronen daher gleichermaßen zu sich heran und teilen sich das bindende Elektronenpaar zu gleichen Anteilen. Auch beim Sauerstoff $\left( \ce{O2} \right)$ findet man eine unpolare kovalente Bindung, da beide Sauerstoffatome die gleiche Elektronegativität haben. Der einzige Unterschied ist hier, dass es sich um eine Doppelbindung handelt. Eine kovalente Dreifachbindung ist im Stickstoffmolekül $\left( \ce{N2} \right)$ zu finden.
Beispiel für eine polare kovalente Bindungen
Liegt der Betrag der Elektronegativitätsdifferenz im Bereich $0,5 \lt \Delta EN \lt 1,7$, spricht man von einer polaren Atombindung. Hier wird das gemeinsame Elektronenpaar stärker von dem Bindungspartner mit der größeren Elektronegativität angezogen. Es entstehen sogenannte Partialladungen, wie im Fall von Chlorwasserstoffs $\left( \ce{HCl} \right):$
Die Differenz $\Delta EN$ beträgt in diesem Fall:
$\Delta EN=EN(\ce{Cl})-EN(\ce{H})=3,16-2,2=0,96$
Somit handelt es sich um eine polare kovalente Bindung (Atombindung), bei der die Elektronen näher an das Chloratom herangezogen werden und sich daher am Chloratom eine negative Partialladung $\left( {\delta}^{-} \right)$ ausbildet, während am Wasserstoffatom eine positive Partialladung $\left( {\delta}^{+} \right)$ entsteht.
Wann ist eine Bindung nicht mehr kovalent?
Ab einer Elektronegativitätsdifferenz von $\Delta EN \gt 1,7$ liegt eine ionische Bindung vor. Hier ist die Differenz der Elektronegativitätswerte der Bindungspartner so groß, dass der elektronegativere Partner die Bindungselektronen vollständig aufnimmt und damit seinem Partner entzieht. Der elektronegativere Partner erhält dadurch eine negative Ladung und wird zum Anion. Der elektropositivere Partner bekommt durch den Verlust des Elektrons eine positive Ladung und wird zum Kation. Die Anziehung in einer ionischen Bindung beruht auf der ionischen Wechselwirkung zwischen Anion und Kation, also der elektrostatischen Anziehung zwischen zwei gegensätzlichen elektrischen Ladungen. Die dabei wirkende Kraft ist die Coulombkraft.
Beispiel für eine ionische Bindungen
Die Verbindung Natriumchlorid $\left( \ce{NaCl} \right)$ ist ein typisches Beispiel für eine Ionenverbindung. Es handelt sich um nichts anderes als Kochsalz.
Die Differenz der Elektronegativitäten ergibt sich wie folgt:
$\Delta EN=EN(Cl)-EN(Na)=3,16-0,93=2,23 \gt 1,7$
Hier liegt also eine Ionenbindung vor. Das bedeutet, die Anziehung dieser beiden Teilchen erfolgt durch die elektrostatische Anziehung zwischen Anion $\left( \ce{Cl-} \right)$ und Kation $\left( \ce{Na+} \right)$.
Zusammenfassung zu kovalenten und ionischen Bindungen
In der folgenden Tabelle sind die Schwellenwerte der Elektronegativitätsdifferenz $\Delta EN$ zusammengefasst, die eine Unterscheidung zwischen unpolarer und polarer kovalenter Bindung (Atombindung), sowie zwischen kovalenter Bindung und Ionenbindung ermöglichen.
$\begin{array}{l|l|l} \Delta EN&\text{Bindungsart}&\text{Bindungstyp} \\ \hline \lt 0,5&\text{kovalent}&\text{unpolar} \\ \hline 0,5-1,7&\text{kovalent}&\text{polar} \\ \hline \gt 1,7&\text{ionisch}&\text{ionisch} \end{array}$
Metalle und ihre Legierungen weisen hingegen weder kovalente noch ionische Bindungen auf. Sie bilden Metallbindungen aus.
Häufig gestellte Fragen zum Thema Kovalente und ionische Bindungen
Transkript Kovalente und ionische Bindungen
Chemische Bindungsarten - kovalente und ionische Bindungen
Hallo! Heute wollen wir uns mit chemischen Bindungen beschäftigen, also mit der Frage wie Atome untereinander gebunden sind und so zu Molekülen werden. Du weißt ja bereits, dass Moleküle aus mindestens zwei Atomen bestehen. Hier merkst du also schon, dass es in jedem Molekül Bindungen gibt. Nun sind natürlich nicht alle Bindungstypen gleich und daher werden wir uns heute mit den verschiedenen Arten von Bindungen beschäftigen.
An einer chemischen Bindung zwischen zwei Atomen sind immer die Außenelektronen dieser Atome beteiligt. Dabei sind die Elektronen der Bindung nicht immer gleichermaßen auf beide Atome aufgeteilt. Damit du verstehen kannst, wieso das so ist, zeige ich dir als erstes die Elektronegativität von Atomen.
Die Elektronegativität ist nämlich das Maß für das Bestreben eines Atoms, Bindungselektronen an sich zu ziehen. Die Elektronegativität kannst du dir wie die Kraft beim Seilziehen vorstellen, wobei auf dem Seil die Elektronen sitzen. Elemente mit hohen Elektronegativitäten können die Elektronen besonders stark an sich ziehen.
Wenn du dir das Periodensystem ansiehst, findest du einen Anstieg der Elektronegativität von links nach rechts und von unten nach oben. Das bedeutet, dass Fluor das elektronegativste Element ist, gefolgt von Sauerstoff. Nun können wir auf die zwei wichtigsten Bindungstypen eingehen. Die kovalente Bindung und die Ionenbindung.
Als erstes lernst du die kovalente Bindung kennen. Bei der kovalenten Bindung teilen sich zwei Bindungspartner gleichermaßen ein gemeinsames Elektronenpaar. Dies schauen wir uns am Beispiel des Wasserstoffmoleküls einmal an. Hier siehst du eine kovalente Bindung bei der sich die beiden Wasserstoffatome das Elektronenpaar zu gleichen Anteile teilen. Dies ist möglich, da die Elektronegativitätswerte der beiden Atome gleich sind.
Auch beim Sauerstoff finden wir eine kovalente Bindung mit gleichen Bindungsanteilen, mit dem Unterschied dass hier eine Doppelbindung ausgebildet wird. Ein weiteres Beispiel ist das Stickstoffmolekül. Hier wird eine Dreifachbindung ausgebildet, aber auch in diesem Beispiel handelt es sich um eine kovalente Bindung in der sich die beteiligten Bindungspartner die Elektronenpaare zu gleichen Anteilen teilen. Dies ist immer der Fall wenn beide Bindungspartner gleiche Elektronegativitätswerte besitzen.
Merke dir: Bei allen Molekülen, die nur aus einer Atomsorte bestehen, ist die Elektronegativität der Bindungspartner gleich. Es handelt sich also um unpolare Atombindungen. Dies ist auch der Fall, wenn die Differenz der Elektronegativitätswerte beider Partner innerhalb des Moleküls nur sehr gering ist. Das heißt, selbst bei einer Differenz von 0,5 handelt es sich immernoch um eine unpolar kovalente Bindung. Was passiert nun aber, wenn die Elektronegativitätswerte der Bindungspartner nicht gleich sind?
Wie du vorhin ja schon gesehen hast, ist die Elektronegativität ein Maß für das Bestreben eines Elements Elektronen an sich zu ziehen. Gibt es also in einem Molekül zwei Bindungspartner mit unterschiedlichen Elektronegativitätswerten, liegt der Schwerpunkt der Elektronenverteilung beim Partner mit der höheren Elektronegativität. Das bedeutet, dass dieser Bindungspartner etwas mehr vom Bindungselektronenpaar beansprucht. Dieser bekommt nun eine negative Teilladung, man spricht auch von Partialladung, und das Molekül wird polar. Wir werden dies nun am Beispiel von Chlorwasserstoff erläutern.
Hier siehst du, dass die Differenz der beiden Elektronegativitätswerte 0,9 beträgt. Somit haben wir also keine unpolare kovalente Bindung mehr sondern eine polare kovalente Bindung. Eine kovalente Bindung kann also polar oder unpolar sein.
Merke: Wenn die Differenz der Elektronegativitätswerte von 0 bis 1,7 reicht, spricht man von einer kovalenten Bindung. Die Polarität des Moleküls nimmt aber mit steigender Differenz der Werte zu. Ab einem Wert von 0,5 ist die Bindung polar. Ab einer Differenz von 1,7 spricht man dann von einer Ionenbindung.
Nun werden wir uns mit der zweiten Bindungsart, der Ionenbindung beschäftigen. Hier ist die Differenz der Elektronegativitätswerte so hoch, dass der elektronegativere Partner der Bindung seinem Partner das Elektron entzieht und somit eine negative Ladung bekommt. Der elektropositivere Partner erhält durch den Verlust des Elektrons eine positive Ladung.
Die Anziehung in einer ionischen Bindung beruht also auf einer so genannten elektrostatische Wechselwirkung, also auf der Anziehung zwischen Anion und Kation. Damit du das besser verstehen kannst schauen wir uns die Ionenbindung am Beispiel von Natriumchlorid an.
Im Natriumchlorid hat das Natrium einen Elektronegativitätswert von 0,9 und Chlor einen Wert von 3,0. Wenn wir nun die Differenz ermitteln kommen wir auf einen Wert von 2,1. Da diese Differenz höher ist als 1,7 besteht eine Ionenbindung. Das bedeutet die Anziehung dieser beiden Teilchen erfolgt durch die Anziehung von Anion und Kation.
Du hast heute gelernt, was Elektronegativität bedeutet und welche Auswirkungen diese auf die Bindungen innerhalb eines Moleküls hat. Bei einer kovalenten Bindung teilen sich die Atome der Bindung zum gleichen Anteil die Bindungselektronen. Sollte die Differenz der Elektronegativitäten höher als 0,5 sein, so entstehen durch das leichte Verschieben der Bindungselektronen bereits Partialladungen, wie beim Chlorwasserstoff. Ab einer Differenz von 1,7 kommt es zu einer ionischen Bindung. Das Elektron wird durch die so große Differenz der Elektronegativitäten komplett an das elektronegativere Atom der Bindung übergeben. Die Bindung der beiden Atome ist nur durch die Ladungen der Atome möglich.
Tschüss und bis zum nächsten mal!
Kovalente und ionische Bindungen Übung
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Definiere den Begriff Elektronegativität.
TippsEine chemische Bindung entsteht nur zwischen bestimmten Teilchen von Atomen.
Schaue dir in einem Periodensystem einmal die Elektronegativitäten an.
LösungEine chemische Bindung wird zwischen zwei Atomen über die Außenelektronen eingegangen. Elektronegativität ist das Maß für das Bestreben eines Atoms, Bindungselektronen an sich zu ziehen. Das elektronegativere Atom kann die Bindungselektronen also stärker an sich ziehen als das elektropositivere Atom.
Wenn du dir das Periodensystem einmal anschaust, wirst du bemerken, dass die Elektronegativität von links nach rechts und von unten nach oben zunimmt.
Übrigens, die Elektronegativität wurde 1932 von Linus Pauling eingeführt, der die Elektronegativitätswerte auf einer Skala anordnete.
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Gib an, welche Elektronegativitätsdifferenzen die folgenden Moleküle besitzen.
TippsElektronegativitäten:
$H = 2,1$
$Cl = 3,0$
$Na = 0,9$
$O = 3,5$
$C = 2,5$
LösungDie Elektronegativität ist das Maß für das Bestreben eines Atoms, Bindungselektronen an sich zu ziehen. Aus der Differenz der Elektronegativität kann man die Art der chemischen Bindung ablesen. So ist eine Differenz von unter 0,5 bezeichnend für eine unpolare kovalente Bindung, darüber bis 1,7 charakterisierend für eine polare kovalente Bindung und über 1,7 zeigt sie eine Ionenbindung an. Deshalb ist es so wichtig, sich mit Elektronegativitäten und -differenzen auszukennen.
Die Elektronegativitätswerte findest du zum Beispiel im Periodensystem unter dem jeweiligen Element.
Bilden zwei gleiche Atome ein Molekül, wie $H_2$, so ist die Differenz 0, da
2,1 - 2,1 = 0
Anders ist es, wenn zwei unterschiedliche Atome ein Molekül bilden. So ist die Differenz von $NaCl$ 2,1 und liegt damit über 1,7. Daher spricht man hier zum Beispiel von einer Ionenbindung.
Bei Chlorwasserstoff beträgt die Differenz: $HCl: 3,0 - 2,1 = 0,9$
Bei Kohlenstoffmonoxid beträgt die Differenz: $CO: 3,5 - 2,5 = 1,0$
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Ermittle die Elektronegativitäten von folgenden Elementen.
TippsErinnere dich daran, wie die Elektronegativität im Periodensystem der Elemente zunimmt.
Überlege dir, in welchen Gruppen und Perioden die Elemente stehen.
LösungDie Elektronegativitätswerte nehmen im Periodensystem der Element von links nach rechts und von unten nach oben hin zu.
Entsprechend ist Kalium, da es links unten im Periodensystem steht, das elektropositivste dieser Auswahl und steht an erster Stelle. Danach kommt Aluminium, da es in der 3. Periode steht, während die weiteren Elemente in der 2. Periode stehen. Nun betrachtest du alle sich in der 2. Periode befindenden Elemente. Am weitesten links kommt Kohlenstoff, dann Sauerstoff und zuletzt Fluor. In dieser Reihenfolge sind die Elemente zu sortieren, wenn es um das elektronegativste Element geht. Fluor ist somit - und im gesamten Periodensystem - mit 4,0 das elektronegativste Element.
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Bestimme die Elemente, mit denen Sauerstoff eine Ionenbindung eingehen kann.
TippsDie Elektronegativität nimmt im Periodensystem der Elemente von links nach rechts und von unten nach oben zu. Überlege, wo du die Elemente findest, die eine kleine Elektronegativität besitzen.
Eine Elektronegativitätsdifferenz von mehr als 1,7 ist charakterisierend für eine Ionenbindung.
Elektronegativitäten:
Stickstoff N: 3,0
Natrium Na: 1,0
Schwefel S: 2,5
Magnesium Mg: 1,2
Calcium Ca: 1,0
Wasserstoff H: 2,1
LösungEine Ionenbindung ist unter anderem durch eine Differenz der Elektronegativitäten von mehr als 1,7 charakterisiert.
Da Sauerstoff einen Elektronegativitätswert von 3,5 besitzt, muss das Partneratom, mit dem Sauerstoff eine Ionenbindung eingehen soll, einen Elektronegativitätswert von unter 1,8 besitzen, damit die Differenz von mindestens 1,7 stimmt.
Dazu zählen in dieser Aufgabe Natrium, Magnesium und Calcium.
Sicher ist dir aufgefallen, dass diese drei Elemente links im Periodensystem stehen. Die Elektronegativität nimmt nämlich im Periodensystem der Elemente von links nach rechts und von unten nach oben zu.
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Erkläre, was chemische Bindungen sind.
TippsElektronegativität ist das Maß für das Bestreben eines Atoms, Bindungselektronen an sich zu ziehen.
Ein Sauerstoffmolekül entsteht durch eine chemische Bindung.
LösungWie du weißt, bestehen Moleküle aus mindestens zwei Atomen. An einer Bindung zwischen zwei Atomen sind immer die Außenelektronen beteiligt, dabei sind die Elektronen der Bindung nicht unbedingt gleichermaßen auf die Atome aufgeteilt. Dies hängt von der Elektronegativität ab. Es ist das Maß für das Bestreben eines Atoms, Bindungselektronen an sich zu ziehen. Es ist also ein bisschen so wie Seilziehen. Derjenige, der etwas stärker (elektronegativer) ist, kann das Seil (und damit die Elektronen) stärker an sich ziehen.
Bei der chemischen Bindung gibt es zwei wichtige Bindungsarten: die kovalente Bindung und die Ionenbindung.
Ist die Differenz zwischen den Bindungspartnern bis 0,5 groß, handelt es sich um eine unpolare kovalente Bindung, bei der die Elektronen gleichermaßen auf beide Bindungspartner aufgeteilt sind. Liegt die Differenz zwischen 0,5 und 1,7, so handelt es sich um eine polare kovalente Bindung. Dabei liegt der Schwerpunkt der Elektronen beim elektronegativeren Bindungspartner. Dieser bekommt eine negative Partialladung. Ist die Differenz aber noch größer als 1,7, handelt es sich um eine Ionenbindung. Dabei zieht der elektronegativere Bindungspartner die Bindungselektronen ganz an sich und bildet dadurch ein positiv geladenes Ion. Diese Anziehung beruht auf elektrostatischen Wechselwirkungen zwischen dem positiv geladenen Ion (Kation) und dem negativ geladenen Ion (Anion).
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Gib an, welche Bindungsart die Verbindungen besitzen.
TippsAnhand der Differenz der Elektronegativitätswerte kannst du die unpolare, polare und die Ionenbindung unterscheiden. Du findest diese in einem Periodensystem.
Elektronegativitäten:
K = 0,8
Cl = 1,3
Mg = 1,2
O = 3,5
H = 2,1
N = 3,0
C = 2,5
LösungBetrachte die unterschiedlichen Elektronegativitätswerte und errechne die Differenzen. Ist die Differenz kleiner oder gleich 0,5, so handelt es sich um unpolare kovalente Bindungen. Liegt die Differenz zwischen 0,5 und 1,7, so handelt es sich dagegen um eine polare kovalente Bindung. Alles über einer Differenz von 1,7 ist eine Ionenbindung.
- Für KCl gilt: $\Delta$ EN = 3,0 - 0,8 = 2,2
- Für MgO gilt: $\Delta$ EN = 3,5 - 1,2 = 2,3
- Für Wasser gilt: $\Delta$ EN = 3,5 - 2,1 = 1,4
- Für Ammoniak gilt: $\Delta$ EN = 3,0 - 2,1 = 0,9
- Methan hat unpolare kovalente Bindungen. Hier beträgt $\Delta$ EN = 0,4.
Valenzelektronen – ihre Bedeutung für chemische Bindungen
Elektronegativität
Oktettregel
Ionenbindung – Bindung der Salze
Polare Atombindung
Kovalente und ionische Bindungen
Wasserstoffbrückenbindung
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Metallbindung
Van-der-Waals-Kräfte
Kovalente Bindungen
Unpolare Atombindung
Die Metallbindung
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Elektronegativität
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Kann man das aber auch ohne Angabe der EN-Werte bestimmen? Weil ich weiß, dass die EN innerhalb einer Periode zunimmt und innerhalb der Gruppe abnimmt, aber aus diesem Wissen kann ich mir nicht die EN-diff. berechnen. Also wie bestimme ich ob die Bindung kovalent oder ionisch ist ohne die EN-Werte?
Super erklärt und gutes Video. Eine Frage bleibt... Ich lese oft in anderen Erklärungen delta-EN >1,8 hier aber delta-EN >1,7 was ist nun korrekt?