2.2 Elektronenpaarbindung (= Atombindung = kovalente Bindung)

Nichtmetalle verbinden sich untereinander auf andere Weise als Metalle mit Nichtmetallen. Solche Verbindungen sind z.B.

 

Abb.2.2.1
Nichtmetallverbindungen

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Auch in nahezu allen komplizierteren organischen Verbindungen findet man diese Form der Bindung zwischen Nichtmetallen wie z.B. hier:

 

 

 

Im Gegensatz zu den Metallatomen besitzen Nichtmetallatome viele Außenelektronen. Um sich zu verbinden benutzen sie Ihre Außenelektronen gemeinsam und bilden wie beim Kohlenstoff unten im Diamant ein Atomgitter oder Moleküle wie z.B. beim Benzol.

Die gegenseitige Bindung der Atome beruht wiederum auf einem Gleichgewicht der Anziehungs- und Abstoßungskräfte der beteiligten Atomkerne und Elektronen. Allerdings hat kein Elektronenübergang stattgefunden.

Zwischen den Atomkernen befinden sich bindende Elektronenpaare. Jedes Elektron dieser Paare wird von beiden Kernen angezogen.

Deshalb spricht man auch von Elektronenpaarbindung oder kovalenter Bindung. Betrachten wir uns mal diese Art der Bindung an einem konkreten Molekül.

Wenden wir die Lewis-Schreibweise an ergibt sich für die Beispiele H2, Cl2 und HCl folgendes:

Im einfachsten Fall verbinden sich 2 Wasserstoffatome zu einem Wasserstoffmolekül. Dies ist die Ausnahme der Oktettregel, da beim Wasserstoff schon 2 Elektronen den vollbesetzten Zustand der Schale darstellt.



Beim Chlormolekül finden wir ebenfalls ein bindendes Elektronenpaar genauso wie beim Chlorwasserstoffmolekül. Das bindende Elektronenpaar wird durch einen Strich angegeben. Dasselbe kann man auch mit den freien, nicht an der Bindung beteiligten Elektronenpaaren machen:

MO-Theorie (Molekülorbitaltheorie)

Verwenden wir das Orbitalmodell, sieht die Verbindung beim Wasserstoff wie auf der Abbildung rechts aus.

Die beiden 1s-Orbitale der Wasserstoffatome (AO) überlappen sich bis zu einem gewissen Grad und bilden ein gemeinsames Molekülorbital (MO), indem die Elektronen mehr Platz haben, sich zu bewegen ( = Delokalisierung).

Mathematisch gibt es 2 Möglichkeiten aus den Wellenfunktionen der H-Atome eine MO zu bilden. Bildet man die Summe der 1s-Orbitale entsteht ein bindendes MO, das energetisch niedriger liegt als die Summe der isolierten H-Atomorbitale. Bildet man die Differenz der beiden Atomorbitale entsteht ein antibindendes MO, das energetisch höher liegt, als die Summe der beiden H-Atomorbitale.

Auch hier gilt das Pauli-Prinzip und die Hundsche Regel. Beide Wellenfunktionen können symmetrisch sein (= antibindend) oder antisymmetrisch (=bindend). Im bindenden MO müssen die Elektronen-Spins asymmetrisch. sein. Die Elektronen können im MO als delokalisiert aufgefaßt werden und bilden eine einheitliches Elektronensystem, weshalb dies ein niedrigerer Energiezustand darstellt und die Bildung von MOs auch exotherm ist. Die Zahl der gebildeten MO`s entspricht der Zahl der Ausgangs-AO´s.

Dies läßt sich auch in einemEnergieniveauschema wie folgt darstellen:

Die beiden Wasserstoff-MOs werden Sigma 1s-Orbitale genannt. (s 1s). Dargestellt sind das antibindende s*1s- und das bindende s1s-Orbital.

Sigma-Molekülorbitale sind solche, die auf der Kern-Kern-Verbindungsachse liegen. Die antibindenden Orbitale werden mit einem * gekennzeichnet.

Den Energieverlauf der H2-Bildung kann man der unteren Abbildung entnehmen. Die Bindungslänge im H2-Moleküle entspricht einem Minimum an Energie in Gleichgewichtszustand der Anziehungs- und Abstoßungskräfte.

Die Ladungsdichte entlang der Kern-Kern-Verbindungsachse ist in Abb. 2.2.11 zu sehen.

Man erkennt, daß die meiste negative Ladung wie beim Atom um die Kerne versammelt ist.

Die zweitstärkste Elektronendichte tritt zwischen den beiden Kernen auf. Die Anziehung der dieser Ladung durch die Kerne macht die Bindung aus.

Neben der MO-Theorie gibt es noch 2 weitere Modelle zur Beschreibung von Molekülen. Jedes hat Stärken und Schwächen in der Erklärung bestimmter Moleküleigenschaften:

die Valence-Bond- Theorie (VB) und das Elektronenpaarabstoßungsmodell (VSEPR-Theorie = Valence Shell Electron Pair Repulsion).

Bei der VB-Theorie (valence bond theory von Pauling und Slater) führt die Überlappung einzelner einfach besetzter AO`s mit entgegengesetztem Spin zur Bindungsbildung. Jedes Atom behält sein AO, aber das Elektronenpaar wird von beiden Atomen geteilt. Je größer die Überlappung, desto stärker ist die chemische Bindung.

Da das VB-Modell soll hier nicht näher besprochen werden. Wir wollen nur das VSEPR-Modell besprechen.

Abb.2.2.2
organische Verbindungen

 

 

 

 

 

 

 

 

Abb.2.2.3
Diamantgitter
 

 

 

 

 

Abb.2.2.4
Kräfte zwischen Atomkernen
 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Abb.2.2.5
Elektronenpaarbindung
 

 

Abb.2.2.6
freie Elektronenpaare

 

 

 

 

 

 

 

 

Abb.2.2.7
MO Wasserstoffmolekül
 

 

 

 

 

 

Abb.2.2.8
bindende und antibindende Orbitale beim H2
 

 

 

 

 

 

 

 

Abb.2.2.9
MO Wasserstoffmolekül
 

 

 

Abb.2.2.10
Energieniveauschema H2
 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Abb.2.2.11
Ladungsdichte beim
H2-Molekül
 

 

 

 

Abb.2.2.12
Energieverlauf bei der
H2-Bildung
 

 

 

 

 

 

Weiterführende Quellen:

Periodensystem: http://www.uniterra.de/rutherford/ und http://www.webelements.com/ und http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/index.html und http://periodensystem.andyhoppe.com/ und http://www.trauner.at/service/DownloadsCh/perioden.pdf

Ionenverbindungen: http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch7/latticeframe.html

Ionenbindung: http://www.chem.ufl.edu/~chm2040/Notes/Chapter_11/types.html

Kochsalz: http://www.ilpi.com/inorganic/structures/nacl/

Ionengitter: http://www.chem.ox.ac.uk/icl/heyes/structure_of_solids/Lecture2/Lec2.html#anchor5

und http://www.isat.jmu.edu/users/klevicca/VISM/vism.htm

Lewisformeln: http://www.matse.psu.edu/matsc81/Handouts/Handout5.pdf und http://server.chem.ufl.edu/~itl/2045_s99/lectures/lec_13.html

Kovalente Bindung: http://chipo.chem.uic.edu/web1/ocol/SB/1-1.htm

Molekülorbitaltheorie (MO):

http://www.chem.ufl.edu/~chm2040/Notes/Chapter_12/theory.html
http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/molecule/hmol.html#c1 und
http://chipo.chem.uic.edu/web1/ocol/SB/1-2.htm oder http://www.up.ac.za/academic/chem/mol_geom/vb/val_bond.htm

VSEPR-Theorie: http://www2.gasou.edu/chemdept/general/molecule/tutorial/index.htm und http://mc2.cchem.berkeley.edu/VSEPR/index.html und http://www.shef.ac.uk/~chem/vsepr/

Atomarchiv: http://www.atomicarchive.com/main.shtml

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