Die chemische Bindung hält Moleküle (chemische Verbindungen) zusammen. Hierbei unterscheidet man zwischen zwei Bindungstypen, die ionische Bindung und die kovalente Bindung.

Inhalt

Grundlagen
Bindungstypen

Wichtig ist, dass sich die zwei Bindungstypen darin unterscheiden, wie sie Moleküle zusammen halten. In Abb. 1 sind die zwei Bindungstypen dargestellt, mit ihrer zugrundeliegenden Mechanismen.

In Abb. 1 ist die ionische Bindung am Beispiel von Natriumchlorid (NaCl) und die kovalente Bindung am Beispiel von Wasserstoffgas (H2) dargestellt.

Abb. 1: Bindungstypen – Die ionische Bindung ist am Beispiel von Natriumchlorid (NaCl) und die kovalente Bindung am Beispiel von Wasserstoffgas (H2) dargestellt.

Ionische Bindung

Bei der ionischen Bindung entstehen Ionen (geladene Teilchen), in dem der eine Bindungspartner Valenzelektronen an den Anderen Bindungspartner abgibt. In dem Beispiel für eine ionische Bindung in Abb. 1 gibt das Natrium (Na) ein Elektron (hervorgehoben in gelb) an das Chlor (Cl) ab. Daraus resultiert eine positive Ladung des Natriums (Na+), weil es ein Elektron (e) und damit eine negative Ladung abgegeben hat und eine negative Ladung des Chlors (Cl), weil es eben dieses Elektron aufgenommen hat. Zwischen negativ und positiv geladenen Teilchen besteht eine elektrische Anziehungskraft, wodurch die Ionen zusammen gehalten werden. Diese elektrische Anziehungskraft ist so stark, dass man hier von einer chemischen Bindung spricht. Schwächere elektrische Anziehungskräfte bezeichnet man als Wechselwirkung (s. Beiträge zur molekularen Wechselwirkung).

Kovalente Bindung

Bei der kovalenten Bindung werden Elektronen geteilt. Um eine kovalente Bindung zu bilden muss jeder Bindungspartner ein Elektron pro Bindung beisteuern. Bei dem Beispiel in Abb. 1 werden zwei elementare Wasserstoffe zu Wasserstoffgas verbunden. Um die Elektronen unterscheiden zu können, wurde das eine Elektron gelb und das andere blau dargestellt. Beim teilen der Elektronen entsteht so eine kovalente Bindung (s. graugestrichelter Kasten um die beiden Bindungselektronen). Bei der kovalenten Bindung werden die beiden Atome durch die geteilten Elektronen zusammen gehalten.

Lewis-Schreibweise

Bei der Lewis-Schreibweise werden die Valenzelektronen in Form von Strichen dargestellt, wobei jeder Strich in der Lewis-Schreibweise zwei Elektronen entspricht. Dabei können die Striche entweder zwischen zwei Atomen liegen, dann handelt es sich um eine kovalente Bindung und man spricht hier von Bindungselektronenpaaren oder sie können ungepaart nur um eine Element herum gezeichnet sein, dann spricht man von freien Elektronenpaaren (s. Abb. 2).

Abb. 2: Herleitung der Lewis-Schreibweise am Beispiel von Wasser

Abb. 2: Herleitung der Lewis-Schreibweise am Beispiel von Wasser

Video:

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Dieses Thema enthält 3 Antworten und 2 Teilnehmer. Es wurde zuletzt aktualisiert von nasoboem nasoboem vor 2 Jahre, 9 Monate.

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  • #781
    nasoboem
    nasoboem
    Keymaster

    Fragen, Anregungen und Meinungen zu diesem Video bitte hier im Forum.

    Gruss Naso


  • #1296

    Frage von Ruslan Adilgereev auf YouTube:

    Zu dein Beispiel mit Phosphat:

    Wieso hat Sauerstoff 3 freie Elektronenpaare und noch ein Elektronen den er als Bindungspaar benutzt. Sauerstoff hat doch nur 6 Außenelektronen. 3×2+1≠8


    • #1297
      nasoboem
      nasoboem
      Keymaster

      Es handelt sich bei dem Beispiel um Phosphat, dem Ion der Phosphorsäure. Phosphat entsteht dann bei der Deprotonierungsreaktion der Phosphorsäure, wodurch drei Elektronen von Wasserstoff beim Sauerstoff verbleiben. H3PO4 → 3H+ + PO43- . Die Bindung zum Wasserstoff wird dann zu einem freien Elektronenpaar und daher kommt dann auch die negative Ladung. Sauerstoff hat aber 8 Elektronen in dieser Konfiguration die drei freien Elektronenpaare sind 6 wie du richtig gesagt hast (3×2) dann noch sein eigenes in der Bindung zum Phosphor und das geteilte von Phosphor zählt man auch zum Sauerstoff dazu, wodurch dann 8 entsteht. Edelgaskonfiguration! Wie ich aber in diesem Beispiel gesagt habe, gilt dass nicht für den Phosphor, der hätte dann 10 Elektronen was mehr als Edelgaskonfiguration ist. Dieses System funktioniert leider nur für einfache Verbindungen. Letztlich ist es möglich wie man am Beispiel von Phosphor sieht, alle Bindungselektronen geteilt werde.

      Gruß Naso


      • Diese Antwort wurde geändert vor 2 Jahre, 9 Monate von nasoboem nasoboem.
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