Bindungsarten im Vergleich
- 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 Bindungsarten im Vergleich
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 Bindungsarten im Vergleich
Ein FLIEẞENDER Übergang vom Kind zum Erwachsenen, oder doch eher klar ABGEGRENZT, wie bei diesem Schmetterling? Wie sich das in der Chemie zwischen den Bindungsarten verhält, siehst du, wenn wir sie hier einmal im Vergleich betrachten. Du solltest bereits die Atombindung kennen (auch kovalente Bindung genannt), sowie die Ionenbindung, und die Metallbindung. Das sind die drei Bindungsarten, nach denen Atome chemische Bindungen miteinander eingehen. Aber sind die drei wirklich so klar voneinander abzugrenzen? Sehen wir uns die KOVALENTE Bindung mal genauer an. Hier gibt es nochmal eine Unterteilung:Bindungen zwischen zwei Atomen des GLEICHEN Elements, wie hier im Wasserstoffmolekül, nennen wir UNPOLAR. Atombindungen zwischen zwei UNTERSCHIEDLICHEN Bindungspartnern, sind hingegen POLAR. Denn weil zwei GLEICHE Atome die gleiche Elektronegativität
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