Kovalente Bindung und Moleküle

Bei der kovalenten Bindung teilen sich Nichtmetall-Atome Elektronenpaare, bis jedes Atom eine volle Aussenschale hat. So entstehen Moleküle wie Wasser, Methan oder Kohlenstoffdioxid.

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3. Sek - 2. Jahr Gymnasium
Zyklus 3, Gymnasium
Lehrplan 21: NT.3.2.e

Zwei Jugendliche halten am Küchentisch ein Modell eines Wassermoleküls: eine rote Kugel mit zwei weissen Kugeln.

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Das musst du wissen

Erklärung

Zwei Nichtmetall-Atome geben einander keine ab, sie teilen sie. Ein gemeinsames Elektronenpaar hält die zusammen, bis jedes eine volle Aussenschale hat. Am Schluss zeichnest du das Molekül als Lewis-Formel.

Elektronen teilen statt abgeben

Treffen zwei Nichtmetall-Atome aufeinander, will keines Elektronen abgeben. Beide ziehen ihre Elektronen stark an. Darum teilen sie sich Elektronen.

Zwei geteilte Elektronen bilden ein gemeinsames Elektronenpaar. Es hält die beiden Atome zusammen: Das ist die kovalente Bindung. Andere Namen sind Atombindung und Elektronenpaarbindung.

MerkeKovalente Bindung: Nichtmetall-Atome teilen sich Elektronenpaare.

Die Oktettregel

Jedes Atom zählt die geteilten Elektronen bei sich mit. So kommt es auf 8 , wie ein . Das ist die Oktettregel.

Wasserstoff ist die Ausnahme: Ihm reichen 2 Elektronen, wie dem Helium. Im Molekül $H_{2}$ teilen zwei H-Atome ein Paar, und jedes hat 2 Elektronen.

MerkeMit den geteilten Elektronen hat jedes Atom 8 Aussenelektronen, Wasserstoff 2.

Moleküle und Summenformel

Kovalent verbundene Atome bilden ein Molekül, das kleinste Teilchen eines solchen Stoffs. Die Summenformel zählt seine Atome: $H_{2} O$ hat 2 H-Atome und 1 O-Atom.

Auch einige bestehen aus Molekülen mit zwei gleichen Atomen: $H_{2}$ , $N_{2}$ , $O_{2}$ , $F_{2}$ , $C l_{2}$ , $B r_{2}$ und $I_{2}$ .

Lewis-Formel: ein Strich für ein Elektronenpaar

In der Lewis-Formel steht ein Strich für ein Elektronenpaar. Zwischen zwei Atomen ist er ein bindendes Elektronenpaar.

Nur an einem Atom ist er ein freies Elektronenpaar. Freie Paare zeichnest du über, unter oder neben das Atom. Wasser hat zwei freie Paare am O:

H - \overline{\underline{O}} - H

Der Sauerstoff hat so 2·2+2·2=8 Elektronen.

MerkeEin Strich sind zwei Elektronen. Freie Elektronenpaare zählen für das Oktett mit.

Bindigkeit: Wie viele Bindungen?

Ein Atom bildet so viele Bindungen, wie ihm Elektronen zum Oktett fehlen. Das ist seine Bindigkeit. Bei den Nichtmetallen der IV bis VII gilt: 8 minus Zahl der Valenzelektronen.

H bildet 1 Bindung, O 2, N 3 und C 4. Die F, Cl, Br und I bilden 1 Bindung.

MerkeH 1, O 2, N 3, C 4 Bindungen.

Doppel- und Dreifachbindungen

Reicht ein Paar nicht, teilen zwei Atome zwei oder drei Paare. Im Sauerstoff steht eine Doppelbindung, im Stickstoff eine Dreifachbindung:

\overline{\underline{O}} = \overline{\underline{O}} ∣N \equiv N∣

Im Kohlenstoffdioxid hat das C zwei Doppelbindungen:

\overline{\underline{O}} = C = \overline{\underline{O}}

Je mehr Paare zwei Atome teilen, desto stärker und kürzer ist die Bindung. Darum reagiert $N_{2}$ nur sehr schwer.

Kovalente Bindung und Moleküle: Übersicht mit Elektronen teilen statt abgeben; Die Oktettregel; Lewis-Formel: ein Strich für ein Elektronenpaar; Bindigkeit: Wie viele Bindungen? — Kovalente Bindung und Moleküle auf einen Blick: die wichtigsten Regeln.

Häufige Fehler

✕Wasserstoff braucht auch 8 Elektronen, also bildet er mehrere Bindungen.
✓Wasserstoff hat mit 2 Elektronen eine volle Schale, wie Helium. Er bildet immer genau eine Bindung.
✕Ein Strich in der Lewis-Formel steht für ein Elektron.
✓Ein Strich steht für ein Elektronenpaar, also für 2 Elektronen.
✕Die freien Elektronenpaare lässt man weg, sie gehören nicht zur Bindung.
✓Freie Elektronenpaare zählen für das Oktett mit. Ohne sie hätte das O im Wasser nur 4 statt 8 Elektronen.
✕Kochsalz $NaCl$ besteht aus Molekülen.
✓Natrium ist ein Metall. Kochsalz ist ein aus und hat eine . Kovalent verbinden sich in der Regel Nichtmetalle.

Begriffe zum Nachschlagen

Kovalente Bindung: Bindung zwischen Nichtmetall-Atomen, die sich ein oder mehrere Elektronenpaare teilen. Auch Atombindung oder Elektronenpaarbindung genannt.
Molekül: Teilchen aus zwei oder mehr Atomen, die kovalent verbunden sind, zum Beispiel $H_{2} O$ .
Oktettregel: Atome binden sich so, dass sie 8 Elektronen auf der äussersten Schale haben, wie ein Edelgas. Wasserstoff braucht nur 2.
Lewis-Formel: Strukturformel, in der jeder Strich ein Elektronenpaar ist. Auch Valenzstrichformel genannt.
Bindendes Elektronenpaar: Zwei Elektronen, die zwei Atome gemeinsam nutzen. In der Lewis-Formel ein Strich zwischen den Atomen.
Freies Elektronenpaar: Zwei Valenzelektronen, die nur zu einem Atom gehören. In der Lewis-Formel ein Strich am Atom.
Bindigkeit: Zahl der Bindungen, die ein Atom meist eingeht: H 1, O 2, N 3, C 4.
Doppelbindung: Zwei Atome teilen zwei Elektronenpaare. Bei drei Paaren heisst es Dreifachbindung.
Summenformel: Formel, die nur zählt, welche Atome wie oft im Molekül sind, zum Beispiel $C H_{4}$ .
Elektronegativität: Wie stark ein Atom die gemeinsamen Elektronen zu sich zieht. Zieht eines stärker, ist die Bindung polar.

Noch unsicher? Zuerst lernen:Schalenmodell und Orbitale Periodensystem der Elemente

So geht's

Beispiele Schritt für Schritt

Beispiel 1Das Chlormolekül

Chlor kommt als Molekül $C l_{2}$ vor. Chlor hat 7 Valenzelektronen. Zeichne die Lewis-Formel.

Lösung Schritt für Schritt

Jedem Cl-Atom fehlt 1 Elektron zum Oktett. Also bildet jedes 1 Bindung.8−7=1
Die beiden Atome teilen ein Elektronenpaar: $Cl - Cl$
Von den 7 Valenzelektronen steckt eines in der Bindung. Die übrigen 6 bilden 3 freie Paare an jedem Cl: oben, unten und aussen. $∣ \overline{\underline{Cl}} - \overline{\underline{Cl}} ∣$
Kontrolle für jedes Cl: das bindende Paar und drei freie Paare.2+3·2=8

$∣ \overline{\underline{Cl}} - \overline{\underline{Cl}} ∣$ : eine Einfachbindung und je drei freie Elektronenpaare an beiden Chloratomen.

Beispiel 2Ammoniak mit Elektronen zählen

Zeichne die Lewis-Formel von Ammoniak $N H_{3}$ . Stickstoff hat 5 Valenzelektronen, Wasserstoff 1.

Lösung Schritt für Schritt

Alle Valenzelektronen zusammenzählen:5+3·1=8
8 Elektronen ergeben 4 Elektronenpaare.8:2=4
Das N kommt in die Mitte. Jedes H bindet mit einem Paar an das N: 3 bindende Paare.
Das vierte Paar bleibt als freies Paar am N. Kontrolle: N hat 3·2+2=8 Elektronen, jedes H hat 2. $H - \overline{N} - H ∣ H$

Das N ist mit drei Strichen an je ein H gebunden und trägt ein freies Elektronenpaar.

Beispiel 3Die Bläschen im Mineralwasser

Ein Mädchen öffnet am Esstisch eine Glasflasche Mineralwasser, im Glas daneben steigen Bläschen auf.

Mia öffnet in Schaffhausen eine Flasche Mineralwasser mit Kohlensäure. Die Bläschen sind Kohlenstoffdioxid, $C O_{2}$ . Kohlenstoff hat 4, Sauerstoff 6 Valenzelektronen. Zeichne die Lewis-Formel.

Lösung Schritt für Schritt

Valenzelektronen zusammenzählen:4+2·6=16⇒16:2=8 Paare
C bildet 4 Bindungen, jedes O 2. Das geht nur mit zwei Doppelbindungen: $O = C = O$
Die Doppelbindungen brauchen 4 Paare. Die übrigen 4 Paare verteilen sich als freie Paare: je 2 an jedem O. $\overline{\underline{O}} = C = \overline{\underline{O}}$
Kontrolle: C hat 4 Paare, also 8 Elektronen. Jedes O hat 2 bindende und 2 freie Paare, also ebenfalls 8.

$\overline{\underline{O}} = C = \overline{\underline{O}}$ : zwei Doppelbindungen und je zwei freie Elektronenpaare an beiden Sauerstoffatomen.

Beispiel 4Stickstoff im Veloreifen

Ein Junge pumpt vor einem Wohnhaus mit einer Standpumpe den Reifen seines Velos auf.

Noah pumpt in Winterthur seinen Veloreifen auf. Rund vier Fünftel der Luft sind Stickstoff, $N_{2}$ . Stickstoff hat 5 Valenzelektronen. Zeichne die Lewis-Formel und erkläre, warum $N_{2}$ kaum reagiert.

Lösung Schritt für Schritt

Jedem N fehlen 3 Elektronen zum Oktett. Also teilen die beiden Atome 3 Paare: $N \equiv N$
Von den 5 Valenzelektronen stecken 3 in der Bindung. Die übrigen 2 bilden ein freies Paar an jedem N. $∣N \equiv N∣$
Kontrolle für jedes N: drei bindende Paare und ein freies Paar.3·2+2=8
Eine Dreifachbindung ist sehr stark. Um $N_{2}$ zu spalten, braucht es viel Energie, darum reagiert es kaum.

$∣N \equiv N∣$ : eine Dreifachbindung und je ein freies Elektronenpaar. Die starke Dreifachbindung macht Stickstoff sehr reaktionsträge.

Jetzt du

Übungen mit Lösungen

Fang beim Einstieg an. Klapp die Lösung erst auf, wenn du selbst gerechnet hast. Steckst du fest, gibt Fox dir einen Tipp.

Einstieg4Üben5Knacknüsse4

1
Welche Atome verbinden sich mit einer kovalenten Bindung: Metall mit Nichtmetall, Nichtmetall mit Nichtmetall oder Metall mit Metall?
Lösung zeigen
Ergebnis: Nichtmetall mit Nichtmetall.
1. Nichtmetall-Atome geben keine Elektronen ab, sie teilen sie.
2. Metall mit Nichtmetall gibt eine Ionenbindung.
2
Wie viele Elektronen stehen für einen Strich in der Lewis-Formel?
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Ergebnis: 2 Elektronen, also ein Elektronenpaar.
1. Ein Strich ist ein Elektronenpaar.
2. Ein Paar besteht aus 2 Elektronen.
3
Wie viele Bindungen gehen Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff und Kohlenstoff meist ein?
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Ergebnis: H 1, O 2, N 3, C 4.
1. H hat 1 Valenzelektron und braucht 2: 1 Bindung.
2. O hat 6, N hat 5, C hat 4 Valenzelektronen.
3. Bis 8 fehlen: O 2, N 3, C 4.
4
Erdgas besteht zum grössten Teil aus Methan, $C H_{4}$ . Welche Atome und wie viele stecken in einem Methanmolekül?
Lösung zeigen
Ergebnis: 1 Kohlenstoffatom und 4 Wasserstoffatome, zusammen 5 Atome.
1. C ohne Zahl heisst 1 Kohlenstoffatom.
2. Die kleine 4 hinter H heisst 4 Wasserstoffatome.

5
Zeichne die Lewis-Formel von Chlorwasserstoff, $HCl$ .
Lösung zeigen
Ergebnis: $H - \overline{\underline{Cl}} ∣$ : eine Einfachbindung und drei freie Elektronenpaare am Cl.
1. H und Cl bilden je 1 Bindung: $H - Cl$ .
2. Cl hat 7 Valenzelektronen, eines steckt in der Bindung, 6 bleiben: 3 freie Paare.
3. Kontrolle: Cl hat 2+6=8, H hat 2 Elektronen.
6
Zeichne die Lewis-Formel von Methan, $C H_{4}$ .
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Ergebnis: C in der Mitte mit vier Strichen zu je einem H, keine freien Elektronenpaare: $H ∣ H - C - H ∣ H$
1. Valenzelektronen: 4+4·1=8, also 4 Paare.
2. C bildet 4 Bindungen, jedes H eine: Alle 4 Paare sind bindend.
3. Kontrolle: C hat 4·2=8 Elektronen.
7
Schwefel steht im unter dem Sauerstoff und hat ebenfalls 6 Valenzelektronen. Zeichne die Lewis-Formel von Schwefelwasserstoff, $H_{2} S$ .
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Ergebnis: $H - \overline{\underline{S}} - H$ : zwei Einfachbindungen und zwei freie Elektronenpaare am S.
1. S bildet wie O 2 Bindungen: $H - S - H$ .
2. Von 6 Valenzelektronen stecken 2 in den Bindungen, 4 bleiben: 2 freie Paare.
3. Kontrolle: S hat 2·2+2·2=8 Elektronen.
8
Welche dieser Stoffe sind kovalent gebunden: $C O_{2}$ , $NaCl$ , $C H_{4}$ , $MgO$ , $C l_{2}$ ?
Lösung zeigen
Ergebnis: $C O_{2}$ , $C H_{4}$ und $C l_{2}$ .
1. Kovalent verbinden sich in der Regel Nichtmetalle. C, O, H und Cl sind Nichtmetalle.
2. Na und Mg sind Metalle. $NaCl$ und $MgO$ sind Salze mit Ionenbindung.
9
Wie viele bindende und wie viele freie Elektronenpaare hat ein Wassermolekül, $H_{2} O$ ?
Lösung zeigen
Ergebnis: 2 bindende und 2 freie Elektronenpaare.
1. Valenzelektronen: 2·1+6=8, also 4 Paare.
2. Zwei Paare binden die H-Atome an das O.
3. Die anderen zwei Paare sind freie Paare am O.

10
Zeichne die Lewis-Formel von Blausäure, $HCN$ . Das C steht in der Mitte.
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Ergebnis: $H - C \equiv N∣$ : eine Dreifachbindung zwischen C und N, ein freies Elektronenpaar am N.
1. Valenzelektronen: 1+4+5=10, also 5 Paare.
2. H bildet 1 Bindung. C braucht 4, also bleiben für C und N noch 3: eine Dreifachbindung.
3. Das fünfte Paar sitzt frei am N. Kontrolle: C hat 4·2=8, N hat 3·2+2=8.
11
Zeichne die Lewis-Formel von Ethen, $C_{2} H_{4}$ . Die beiden C-Atome sind miteinander verbunden.
Lösung zeigen
Ergebnis: Zwei C-Atome mit einer Doppelbindung, an jedem C zwei H-Atome, keine freien Elektronenpaare: $H ∣ C ∣ H = H ∣ C ∣ H$
1. Valenzelektronen: 2·4+4·1=12, also 6 Paare.
2. Jedes C bindet 2 H-Atome: 4 Paare. Die übrigen 2 Paare gehen zwischen die C-Atome: $C = C$ .
3. Kontrolle: Jedes C hat 2 Einfachbindungen und 1 Doppelbindung, also 4·2=8 Elektronen.
12
Tetrachlormethan hat die Formel $CC l_{4}$ . Wie viele bindende und wie viele freie Elektronenpaare hat das Molekül insgesamt?
Lösung zeigen
Ergebnis: 4 bindende und 12 freie Elektronenpaare.
1. Valenzelektronen: 4+4·7=32, also 16 Paare.
2. C bindet 4 Cl-Atome: 4 bindende Paare.
3. Jedes Cl hat noch 3 freie Paare: 4·3=12. Kontrolle: 4+12=16.
13
Zuckerwasser leitet keinen Strom, Salzwasser schon. Zucker ist ein Stoff aus Molekülen, Kochsalz ein Salz. Erkläre den Unterschied.
Lösung zeigen
Ergebnis: Zucker löst sich als ungeladene Moleküle, Kochsalz zerfällt in Ionen. Nur die geladenen Ionen tragen den Strom.
1. Strom fliesst in einer Lösung nur, wenn sich geladene Teilchen bewegen.
2. Im Zucker sind die Atome kovalent gebunden. Beim Lösen bleiben die Moleküle ganz und ungeladen.
3. Kochsalz besteht aus $N a^{+}$ und $C l^{-}$ . Im Wasser bewegen sich diese Ionen frei.

Klappen die Lewis-Formeln noch nicht, zählt eine Lehrperson mit deinem Kind Elektronen und Bindungen Schritt für Schritt, bis es jedes Molekül selbst zeichnet. Chemie-Nachhilfe für Sek und Gymnasium

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Typische Klasse: 3. Sek - 2. Jahr Gymnasium
Stufe: Zyklus 3, Gymnasium
Fach: Chemie

In der 3. Sek im Fach Natur und Technik als Molekülbindung mit der Edelgasregel. Im Gymnasium kommen Lewis-Formeln, Mehrfachbindungen und polare Bindungen genauer dazu.

NT.3.2.eErklären, wie Nichtmetall-Atome über gemeinsame Elektronenpaare zu Molekülen werden, und die Eigenschaften solcher Stoffe auf diesen Aufbau zurückführen.
NT.3.2.dMit dem Schalenmodell und der Edelgasregel begründen, wie viele Bindungen ein Atom eingeht.

Codes nach dem Lehrplan 21 der Deutschschweiz, Umschreibung in eigenen Worten. Wann genau das Thema drankommt, legt das Lehrmittel der Schule fest. Alle Themen nach Lehrplan 21

Gut zu wissen

Häufige Fragen

Was ist eine kovalente Bindung, einfach erklärt?

Zwei Nichtmetall-Atome teilen sich ein oder mehrere Elektronenpaare. Jedes Atom zählt diese Elektronen bei sich mit und hat so eine volle Aussenschale. Die gemeinsamen Paare halten die Atome als Molekül zusammen.

Was ist der Unterschied zwischen kovalenter Bindung und Ionenbindung?

Bei der kovalenten Bindung teilen sich Nichtmetall-Atome Elektronen, es entstehen Moleküle. Bei der Ionenbindung gibt ein Metall Elektronen an ein Nichtmetall ab, es entstehen geladene Ionen, die sich anziehen, wie im Kochsalz.

Was ist eine polare kovalente Bindung?

Zieht ein Atom die gemeinsamen Elektronen stärker an als das andere, liegen sie näher bei ihm. Die Bindung ist dann polar. Wie stark ein Atom zieht, gibt die Elektronegativität an; im Wasser zieht der Sauerstoff stärker als der Wasserstoff.

In welcher Klasse lernt man die kovalente Bindung?

Meist in der 3. Sek im Fach Natur und Technik, zusammen mit der Ionenbindung. Im Gymnasium kommen Lewis-Formeln, Mehrfachbindungen und polare Bindungen im 1. und 2. Jahr genauer dazu. Je nach Kanton und Schule kann es etwas früher oder später sein.

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Erklärung

Elektronen teilen statt abgeben

Die Oktettregel

Moleküle und Summenformel

Lewis-Formel: ein Strich für ein Elektronenpaar

Bindigkeit: Wie viele Bindungen?

Doppel- und Dreifachbindungen

Häufige Fehler

Beispiele Schritt für Schritt

Beispiel 1Das Chlormolekül

Beispiel 2Ammoniak mit Elektronen zählen

Beispiel 3Die Bläschen im Mineralwasser

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