Elektronenpaarbindung & Molekülorbitalmodell

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

molek1 - Elektronenpaarbindung & Molekülorbitalmodell


space

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

 

molek2 - Elektronenpaarbindung & Molekülorbitalmodell

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.

diam2 - Elektronenpaarbindung & Molekülorbitalmodell

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

absto - Elektronenpaarbindung & Molekülorbitalmodell

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.

atomb2 - Elektronenpaarbindung & Molekülorbitalmodell

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).

h25 - Elektronenpaarbindung & Molekülorbitalmodell

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.

bindmo - Elektronenpaarbindung & Molekülorbitalmodell

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:

sigmah2 - Elektronenpaarbindung & Molekülorbitalmodell

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.

ldh2 - Elektronenpaarbindung & Molekülorbitalmodell

everlh2 - Elektronenpaarbindung & Molekülorbitalmodell

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
aschr - Elektronenpaarbindung & Molekülorbitalmodell

 

 

 

 

 

 

 

 


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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