9.6: Kovalente Bindung und Lewis-Strukturen

Im Vergleich zu ionischen Bindungen, die durch die Übertragung von Elektronen zwischen metallischen und nichtmetallischen Atomen entstehen, entstehen kovalente Bindungen durch die gleichzeitige Anziehung der Atomen durch ein „gemeinsames“ Elektronenpaar.

Kovalente Bindungen werden zwischen zwei Atomen gebildet, wenn beide ähnliche Tendenzen Elektronen anzuziehen aufweisen (d. h. wenn beide Atome identische oder ziemlich ähnliche Ionisierungsenergien und Elektronenaffinitäten haben).

Physikalische Eigenschaften kovalenter Verbindungen

Verbindungen, die kovalente Bindungen enthalten, weisen andere physikalische Eigenschaften auf als ionische Verbindungen. Da die Anziehung zwischen elektrisch neutralen Atomen schwächer ist als die zwischen elektrisch geladenen Ionen, haben kovalente Verbindungen im Allgemeinen viel niedrigere Schmelz- und Siedepunkte als ionische Verbindungen. Tatsächlich sind viele kovalente Verbindungen bei Raumtemperatur flüssig oder gasförmig und in ihrem festen Zustand typischerweise viel weicher als ionische Feststoffe. Während ionische Verbindungen in Wasser gelöst gute Stromleiter sind, sind die meisten kovalenten Verbindungen in Wasser unlöslich und da sie elektrisch neutral sind, sind sie in jedem Zustand schlechte Stromleiter.

Bildung kovalenter Bindungen

Nichtmetallatome bilden häufig kovalente Bindungen mit anderen Nichtmetallatomen. Beispielsweise enthält das Wasserstoffmolekül H₂ eine kovalente Bindung zwischen seinen beiden Wasserstoffatomen. Nähern sich zwei getrennte Wasserstoffatome mit einer bestimmten potentiellen Energie einander, beginnen sich ihre Valenzorbitale (1s) zu überlappen. Die einzelnen Elektronen jedes Wasserstoffatoms interagieren dann mit beiden Atomkernen und nehmen den Raum um beide Atome ein. Die starke Anziehungskraft jedes gemeinsamen Elektrons auf beide Kerne stabilisiert das System und die potentielle Energie nimmt mit abnehmendem Bindungsabstand ab. Nähern sich die Atome weiter einander an, beginnen sich die positiven Ladungen in den beiden Kernen gegenseitig abzustoßen und die potentielle Energie steigt. Die Bindungslänge wird durch den Abstand bestimmt, bei dem die niedrigste potentielle Energie erreicht wird.

Es ist hierbei zu bedenken, dass zum Aufbrechen chemischer Bindungen Energie zugeführt werden muss (ein endothermer Prozess), während bei der Bildung chemischer Bindungen Energie freigesetzt wird (ein exothermer Prozess). Im Fall von H₂ ist die kovalente Bindung sehr stark; Es muss eine große Energiemenge, 436 kJ, zugeführt werden, um die Bindungen in einem Mol Wasserstoffmoleküle aufzubrechen und die Atome zu trennen:

Umgekehrt wird die gleiche Energiemenge freigesetzt, wenn aus zwei Mol H-Atomen ein Mol H₂-Moleküle entsteht:

Lewis-Strukturen

Lewis-Strukturen und Symbole werden verwendet um die Bildung kovalenter Bindungen in Molekülen und mehratomigen Ionen zu beschreiben. Wenn beispielsweise zwei Chloratome ein Chlormolekül bilden, teilen sie sich ein Elektronenpaar:

Die Lewis-Strukturformel deutet an, dass jedes Cl-Atom über drei Elektronenpaare verfügt, die nicht für die Bindung verwendet werden (die sogenannten freien Elektronenpaare) und über ein gemeinsames Elektronenpaar (das zwischen die Atomen gesetzt wird). Manchmal wird ein Strich (oder eine Linie) verwendet um ein gemeinsames Elektronenpaar anzuzeigen: Cl-Cl.

• Ein einzelnes gemeinsames Elektronenpaar wird als Einfachbindung bezeichnet. Jedes Cl-Atom interagiert mit acht Valenzelektronen: den sechs in den freien Elektronenpaaren und den zwei in der Einfachbindung.
• Allerdings muss ein Atompaar möglicherweise mehr als ein Elektronenpaar teilen, um das erforderliche Oktett zu erreichen. Eine Doppelbindung entsteht, wenn zwei Elektronenpaare zwischen einem Atompaar geteilt werden, z. B. zwischen den Kohlenstoff- und Sauerstoffatomen in CH₂O (Formaldehyd) und zwischen den beiden Kohlenstoffatomen in C₂H₄ (Ethylen).
  
• Eine Dreifachbindung entsteht, wenn drei Elektronenpaare von einem Atompaar gemeinsam genutzt werden, wie bei Kohlenmonoxid (CO) und dem Cyanidion (CN–).
  

Das Periodensystem kann verwendet werden, um die Anzahl der Valenzelektronen in einem Atom und die Anzahl der Bindungen vorherzusagen, die gebildet werden müssen, um ein Oktett zu erreichen. Elemente der Gruppe 18 wie Argon und Helium haben eine gefüllte Elektronenkonfiguration und nehmen daher selten an chemischen Bindungen teil. Atome der Gruppe 17 wie Brom oder Jod benötigen nur ein Elektron, um das Oktett zu erreichen. Daher können Atome der Gruppe 17 eine einzelne kovalente Bindung eingehen. Die Atome der Gruppe 16 benötigen 2 Elektronen, um ein Oktett zu erreichen; Daher können sie zwei kovalente Bindungen bilden. Ebenso benötigt Kohlenstoff, der zur Gruppe 14 gehört, vier weitere Elektronen, um ein Oktett zu erreichen; Somit kann Kohlenstoff vier kovalente Bindungen bilden.

Dieser Text wurde adaptiert von Openstax, Chemistry 2e, Section 7.2: Covalent Bonds and Openstax, Chemistry 2e, Section 7.3: Lewis Symbols and Structures.

Kovalente Bindungen zwischen Nichtmetallen werden durch den Austausch von Valenzelektronen gebildet. Aber warum tauschen Nichtmetalle lieber Elektronen aus, anstatt sie wie in ionischen Bindungen zu übertragen? Nichtmetalle haben hohe Ionisationsenergien, was es schwierig macht, Valenzelektronen von einem Atom auf ein anderes zu übertragen.

Betrachten Sie ein Molekül Ammoniak. Das Stickstoffatom benötigt drei weitere Elektronen, um ein Oktett zu erreichen, und das Wasserstoffatom benötigt ein Elektron, um ein Duett zu erreichen. Daher verbindet sich das Stickstoffatom mit drei Wasserstoffatomen, so dass sowohl Stickstoff als auch Wasserstoff stabile Elektronenkonfigurationen erreichen.

Da jede dieser Bindungen ein Elektronenpaar teilt, wird sie als Einfachbindung bezeichnet. Das gemeinsame Elektronenpaar in der kovalenten Bindung wird als Bindungspaar bezeichnet. Die Valenzelektronen, die nicht an der Bindung beteiligt sind, werden als freies Elektronenpaar oder nicht-bindende Elektronen bezeichnet.

Mit 6 Valenzelektronen benötigen Sauerstoffatome zwei weitere Elektronen, um ein Oktett zu erreichen. Daher teilen sich zwei Sauerstoffatome Zwei-Elektronen-Paare und bilden eine Doppelbindung. Stickstoff hingegen teilt sich die drei ungepaarten Elektronen in seiner zweiatomigen Form, wodurch eine Dreifachbindung entsteht.

Einfach-und Mehrfachbindungen unterscheiden sich in Bezug auf Bindungslänge und stärke. Dreifachbindungen sind kürzer als Doppelbindungen, welche wiederum kürzer sind als Einfachbindungen. Die Bindungsstärke nimmt mit der Mehrfachbindung zu.

Aus diesem Grund ist es schwierig, die Dreifachbindung in Stickstoff zu brechen, wodurch sie relativ reaktionsunfähig wird. Das Lewis-Modell hilft bei der Vorhersage der Struktur und Stabilität von Molekülen. Nach dem Lewis-Modell ist H2O ein stabiles Molekül, da sowohl Sauerstoff als auch Wasserstoff eine stabile Elektronenkonfiguration erreicht haben.

Wenn der Sauerstoff Elektronen mit nur einem Wasserstoffatom teilt, ist das resultierende OH-Molekül nicht stabil, da Sauerstoff nur 7 Valenzelektronen hat und das Oktett nicht erreichen kann. Wenn dem Sauerstoff jedoch ein zusätzliches Elektron hinzugefügt wird, um das Oktett zu vervollständigen, wird das resultierende Hydroxid-Ion mit einer negativen Ladung stabil. Kovalente Bindungen sind gerichtet, weil die gemeinsamen Elektronen zwei bestimmte Atompaare verbinden.

Im Gegensatz dazu sind ionische Bindungen nicht gerichtet und halten mehrere Ionen im Gitter. Daher werden in einer kovalenten Verbindung die einzelnen Moleküle als fundamentale Einheiten betrachtet.