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.^[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 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.

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[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

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[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

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.

Durch kovalente Bindungen existieren molekulare Stoffe, wie Sauerstoff (O₂) oder Kohlenstoffdioxid (CO₂), aber auch Stoffe wie Diamant (C_Diamant) 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.