Kovalente Bindung einfach erklärt: Beispiel, Unterschied, Elektronegativität

Durch Bindungen können Atome eine energetisch günstigere Position erreichen. Neben der Ionenbindung und der metallischen Bindung existiert die Kovalente Bindung.

Eine besonders günstige ist dabei die Edelgaskonfiguration mit 2 (Helium) bzw. 8 Valenzelektronen. Um das Elektronenoktett zu erreichen, gibt es verschiedene Wege.

Kovalente Bindungen bzw. Elektronenpaarbindungen kommen dadurch zustande, dass sich Atome (mindestens) ein Elektronenpaar teilen, wodurch beide Atome das Oktett erreichen.

Beispiel einer kovalenten Bindung

Betrachten wir als Beispiel hierfür elementares Fluor (F2):

Jedes der beiden Fluoratome besitzt 7 Valenzelektronen. Für Fluor würde es sich energetisch also lohnen, wenn sich die beiden Atome ein Elektronenpaar teilen würden. Daraus resultiert, dass ein Molekül entsteht, welches ein Elektronenoktett besitzt.

Zwei Fluoratome teilen sich ein Elektronenpaar, wodurch eine kovalente Bindung entsteht. Allerdings muss in einer kovalenten Bindung keineswegs eine Einfachbindung vorliegen. Selbstverständlich können auch Zwei- und Dreifachbindungen von den einzelnen Atomen geteilt werden, wie das etwa bei elementarem Stickstoff (N2) der Fall ist.

Unterschied zur Ionenverbindung

Eine kovalente Bindung ist von einer ionischen Bindung dadurch zu unterscheiden, dass die Elektronegativitätsdifferenz von der beteiligten Atome nicht besonders groß ist. Meist wird in der Literatur ein Wert von < 1,7 für kovalente Bindungen angegeben. Oberhalb dieser Grenze geht man von ionischen Verbindungen aus.

Elektronegativität und kovalenten Bindungen

Kovalente Bindungen lassen sich untereinander nochmals unterteilen. Ein Kriterium bzw. Maß für diese Unterteilung ist die Polarität. Diese beschreibt die Verteilung der gemeinsamen Elektronen zwischen den Bindungspartnern.

Die Elektronen können entweder gleich (symmetrisch) zwischen den Bindungspartnern verteilt sein oder ungleich (unsymmetrisch).

Bei der unsymmetrischen Aufteilung der Elektronen kann man außerdem noch darauf schließen, welcher Bindungspartner die Elektronen stärker an sich zieht. Für die Beurteilung der Bindungspolarität muss man die Elektronegativitäten der einzelnen Bindungspartner betrachten.

Die Elektronegativität beschreibt die Fähigkeit eines Atoms in einer Bindung Elektronen anzuziehen. Je höher die Elektronegativität eines Atoms, desto stärker wird dieses Atom die gemeinsamen Elektronen in einer Bindung an sich ziehen.

Unpolare und polare kovalente Bindung

Wenn nun in einer kovalenten Bindung beide Bindungspartner die gleiche Elektronegativität besitzen, so ziehen die Partner die gemeinsamen Elektronen gleichstark an. Daraus resultiert eine unpolare kovalente Bindung. Unpolar bedeutet, dass die Ladungsverteilung innerhalb des Moleküls ausgeglichen ist und sich kein Pol bildet, in dem die Elektronendichte höher als vermutbar wäre. Unpolar kovalente Bindungen treten immer dann auf, wenn beispielsweise nur Atome eines Elements an einer Bindung beteiligt sind, wie etwa bei einem Fluor- oder Sauerstoffmolekül.

Nach dem gleichen Prinzip kann man auch polar kovalente Bindungen definieren. In diesen ist die Elektronegativitätsdifferenz ungleich Null, allerdings kleiner als 1,7, da es sich ansonsten um eine ionische Verbindung handeln würde. Ein Beispiel für eine polar kovalente Bindung wäre HBr (Bromwasserstoff). In diesem Fall ist das Brom mit einer Elektronegativität von 2,8 elektronegativer als der Wasserstoff mit 2,1.

Diesen Sachverhalt deutet man mit folgender Schreibweise an:

Das „Plus“ deutet also an, dass der Wasserstoff weniger elektronegativ (elektropositiver) als das Brom ist. Alternativ kann man die Polarität auch durch ein kleines Delta mit einem nachgestellten „Plus“ über dem Wasserstoffatom bzw. durch ein Delta und einem nachgestellten „Minus“ über dem Brom-Atom andeuten.