Atombindungen ::: Allgemeine Chemie ::: Chemieseite.de

Atome haben eine äußere Elektronenschale, die Valenzelektronenschale genannt wird. In dieser befinden sich die Elektronen, die bei chemischen Reaktionen von Bedeutung sind. Diese Elektronen werden nun in Lewisformeln eingezeichnet und zwar verwendet man einen Punkt $\cdot$ für einzelne Elektronen, einen Strich

für ein Elektronenpaar. Lewis nahm an, daß sich Atome, die eine Bindung zueinander haben, sich Elektronen teilen. Man kann ein Elektronenpaar zwischen zwei Atome zeichnen, als Zeichen das es ein bindendes Elektronenpaar ist. Man erhält so die Lewisformeln auch Valenzstrichformeln genannt.

Oktettregel

Atome versuchen ihre Elektronen so zu teilen, daß sie möglichst 8 Elektronen in der Außenschale haben. Dies ist zwingend notwendig für die Elemente Fluor, Sauerstoff, Stickstoff und Kohlenstoff in der ersten Achterperiode. Diese Elemente haben als Bindungsordnung die Anzahl der Elektronen, die ihnen fehlen.

Ausnahmen von der Oktettregel

Elemente, die schon Edelgaskonfiguration haben, können (meistens) keine Bindungen zu anderen Elementen eingehen.
Lithium kann 1 Elektron aufnehmen. Beryllium 2, da ein p-Oribtal mit besetzt wird. Bor kann 3 Elektronen aufnehmen, da zwei p-Orbitale mit besetzt werden. Die Bindigkeit ist jeweils 1,2 und 3.

Atome die aus höheren Perioden stammen (wie z.B. Schwefel oder Phosphor können auch d-Orbitale einfach mit Elektronen auffüllen, weshalb diese auch mehr als 8 Elektronen in der Valenzelektronenschale haben können.

Bestimmung der Bindungsordnung mit Hilfe der Lewisformeln

Um die Oktettregel zu erfüllen, müssen manche Atome mehrere Bindungen zu anderen Atomen eingehen. So hat zum Beispiel $CO_{2}$ zwei Doppelbindungen, da ansonsten weder das Kohlenstoffatom die Oktettregel erfüllt noch die beiden Sauerstoffatome.

hat sogar eine Dreifachbindung. Ein freies Elektronenpaar des Sauerstoffatoms wird noch als Bindungspaar herangezogen, da ansonsten Kohlenstoff nicht die Oktettregel erfüllt (Dative Bindung). So kann man mit Hilfe der vier Elemente der ersten Achterperiode, die streng die Oktettregel erfüllen, die Bindungsordnung bestimmen.

Formale Ladungen

Formale Ladungen sind rein fiktive Ladungen und haben praktisch keine Bedeutung. Ladungen befinden sich in einem Molekül (außer bei Ionen) nicht auf einer Seite des Moleküls, sondern Elektronen werden nur in eine Richtung etwas ,,gezogen'' (siehe Partielle Ladungen).
Die Formale Ladung wird bestimmt, in dem alle Bindungen einfach in der Mitte geschnitten werden, so daß von jedem bindenen Elektronenpaar jeweils ein Elektron dem einen und das andere dem anderen Atom zufällt. Dann werden die Elektronen gezählt. Hat das Atom mehr Elektronen als im Urzustand, so ist es negativ. Hat es weniger positiv.
Man schreibt

$\begin{displaymath}+\,\,\,oder\,\,\, -.\end{displaymath}$

Es kann passieren, daß formale Ladungen in einem Molekül nicht wieder ausgeglichen werden. Dieses Molekül ist dann ein Ion wie zum Beispiel das Carbonat-Ion oder das $NO_{3}$ -Ion.

Partielle Ladungen

Partielle Ladungen sind tatsächliche Ladungen. Zieht ein Atom des Moleküls wegen seiner höheren Elektronegativität die Bindungselektronen mehr an als andere Atome, so ist es negativ geladen und die anderen Atome positiv. Man schreibt:

$\begin{displaymath}\delta^{+}\,\,\, und\,\,\,\delta^{-}\end{displaymath}$

So ist zum Beispiel beim Wasser, das Sauerstoffatom partiell negativer geladen, als die Wasserstoffatome.

Mesomere Grenzformeln

Es gibt Moleküle und Ionen, bei welchen Doppelbindungen und freie Elektronenpaare auf verschiedene Art und Weise angebracht werden können. Diese Moleküle haben eine Mesomerie. Nicht eine Möglichkeit der Anordnung der Elektronenpaare wird gewählt, sondern alle gleichzeitig, wobei alle Möglichkeiten inneinander verwischt sind und die mit den Lewisformeln oben gezeichnete Formeln nur Grenzformeln sind, welche fast nie eintreten.
Verschiedene Mesomere Grenzformeln haben

die gleiche Geometrie
vergleichbare Energie der Strukturen
die gleiche Summe an freien Elektronenpaaren, bindenen Elektronenpaaren und die gleiche Summe der formalen Ladungen
immer negative partielle Ladungen an den elektronegativsten Elementen.

Bei mesomeren Grenzformeln dürfen die Elektronenpaare zwischen den gezeichneten Grenzstrukturen nicht über einen Zwischenzustand ohne diesen zu zeichnen, hüpfen.

VB-Theorie (Valence Bond-Theorie)

Die experimentell bestimmte Bindungsenergie von $H_{2}$ beläuft sich auf $-458\frac{kJ}{mol}$ . Die VB-Theorie beschreibt, wie diese Energie zustandekommt.

A,B: Atomorbitale
1,2: Elektronen

Wellengleichung und Energie	Erklärung
$\Psi=\Psi_{A(1)}\cdot\Psi_{B(2)}$ $-24\frac{kJ}{mol}$	Beide Atomorbitale werden multipliziert, um das Molekülorbital zu bekommen. Der einfache Multiplikative Ansatz liefert jedoch recht wenig Energie. Es muß mehr Energie entstehen.
$\Psi=\Psi_{A(1)}\cdot\Psi_{B(2)}+\Psi_{A(2)}\cdot\Psi_{B(1)}$ $-303\frac{kJ}{mol}$	Der Multiplikative Ansatz mit Austauschenergie wurde von Heitler und London 1927 aufgestellt. Sie nahmen an, daß die Elektronen nicht nur in einem Atom im Molkül bleiben, sondern zwischen den einzelnen Atomen wandern können. Somit wird der Bereich, in welchem das Elektron anzutreffen ist, größer und das Molekül stablier und demnach energieärmer.
verringert sich auf $-365\frac{kJ}{mol}$	Durch das jeweils andere Elektron wird für das eine Elektron die Kernladung abgeschirmt. Dadurch kann das Elektron weitere Energie abgeben.
$\Psi=\Psi_{A(1)}\cdot\Psi_{B(2)}+\Psi_{A(2)}\cdot\Psi_{B(1)}+\lambda\Psi_{H^{+}H^{-}}+\lambda\Psi_{H^{-}H^{+}}$ weitere Verbesserung auf $-388\frac{kJ}{mol}$ erreicht aber $-458\frac{kJ}{mol}$ nicht	Durch die relativ geringe Wahrscheinlichkeit, daß beide Elektronen zugleich an einem Kern sein können, man spricht hierbei von Ionische Strukturen, kann die Energie weiter verbessert werden.

LCAO-Methode (Linearkombination von Atomorbitalen)

Um eine Nährung des Moleküloribtals zu erstellen, werden bei der LCAO Methode zwei Atomorbitale als bindendes Molekülorbital addiert oder als antibindendes Molekülorbital subtrahiert. Betrachten wir die Molekülorbitale der beiden Moleküle A und B:

$\begin{displaymath}\Psi_{b}=\Psi_{A}+\Psi_{B}\end{displaymath}$

$\begin{displaymath}\Psi_{a}=\Psi_{A}-\Psi_{B}\end{displaymath}$

Um die Gesamtfunktion $\Psi$ aller Molekülorbitale zu erhalten, werden alle besetzen Molekülorbitale miteinander multipliziert. Beim molekularem Wasserstoff $H_{2}$ sind zwei bindende Molekülorbitale vorhanden, welche jeweils von einem Elektron besetzt sind:

$\begin{displaymath}\Psi_{H_{2}}=\Psi_{b(1)}\cdot\Psi_{b(2)}=(\Psi_{A(1)}+\Psi_{B(1)})\cdot(\Psi_{A(2)}+\Psi_{B(2)})=\end{displaymath}$

$\begin{displaymath}\begin {array}{ccc}\underbrace{\Psi_{A(1)}\Psi_{B(2)}+\Psi_{B... ...A(2)}+\Psi_{B(1)}\Psi_{B(2)}}\\ Kovalent&&Ionisch\\ \end{array}\end{displaymath}$

Verschiedene Molekülorbitale

Molekülorbitale bilden sich also folglich durch Überlappung von Atomorbitalen. Es gibt s,p,d usw. Atomorbitale. Nur positive Orbitalteile, die sich überlappen, können eine Bindung bilden. Überlappt ein positiver Teil gleichermaßen einen positiven Teil und einen negativen Teil eines anderen Atomorbitals, so gibt es keine Bindung. Es gibt zwei verschiedene Arten von Bindungen:

σ‑Bindung	Die Atomorbitale überlappen sich, indem das eine Orbital an das andere am Ende angelegt wird. Eine σ-Bindung liegt z.B. dann vor, wenn ein p-Orbital an ein s-Oribtal angefügt wird, indem das p-Orbital quer gelegt wird und das s-Orbital an einem Ende überlappt. Die Schreibweise für das gerade vorgestellte Orbital ist σsp. Genauso gibt es auch σ2p-Molekülorbitale.
π‑Bindung	Diese Bindung wird erzeugt, indem sich zwei Atomorbitale längs aneinander legen. Zum Beispiel kann ein p-Oribtal ein anderes p-Orbital längs überlappen, indem der postive Teil durch den positiven Teil und der negative durch den negativen Teil überlappt wird. Ein solches Oribtal nennt man π2p-Orbital.

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