Chemische Bindungen Atombindung

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1 Atombindung Das Lewis Modell der kovalenten Bindung Die Entstehung von Molekülen beruht auf der Bildung von gemeinsamen, bindenden Elektronenpaaren in dem Bestreben der Atome, eine energetisch stabile Anordnung der Elektronen (Edelgaskonfiguration) zu erreichen. Diese Art der Bindung wird auch als Elektronenpaarbindung oder kovalente Bindung bezeichnet. Kovalenz (lat), zusammenwertig: gemeinsam an der Bindung beteiligte Elektronenpaare. 1

2 Atombindung Das Lewis Modell der kovalenten Bindung Lewis Schreibweise Chemisches Symbol und Valenzelektronen: einzelne (ungepaarte) Valenzelektronen werden durch einen Punkt symbolisiert (einfach besetztes Orbital), Elektronenpaare mit einem Doppelpunkt oder einem Strich (doppelt besetztes Orbital) H Be B C N O F He N O F He Die Zahl der ungepaarten Elektronen (Radikale) gibt an, wieviele Bindungen ein Atom bei der Bildung eines Atoms normalerweise eingeht. 2

3 Atombindung Das Lewis Modell der kovalenten Bindung Bildung von Molekülen (Einfachbindungen) Aus jeweils einem ungepaarten Elektron eines Atoms bildet sich ein gemeinsames Elektronenpaar als Molekülorbital zwischen den Atomen Beispiel: F F F F Valenzstrich Alle Atome sind bestrebt, die Edelgaskonfiguration in der äußersten Schale (Valenzschale) zu erreichen. D. h. diese Schale mit 8 Elektronen zu besetzten. Oktettregel (Ausnahme Wasserstoff) Die bindenden Valenzelektronen werden beiden Atomen zugerechnet. 3

4 Atombindung Das Lewis Modell der kovalenten Bindung Bildung von Molekülen (Mehrfachbindungen) Es besteht die Möglichkeit, dass sich zwischen zwei Atomen mehr als ein gemeinsames Elektronenpaar ausbildet. Man spricht dann von Zweifach oder Dreifachbindungen O C O O C O N N N N 4

5 Atombindung Das Lewis Modell der kovalenten Bindung Lewis Formeln von Molekülen H O H Wassermolekül, 8 Außenelektronen Sauerstoffmolekül O O Cl Cl C Cl Tetrachlormethan, 32 Außenelektronen Cl H H C N Ethenmolekül C N Stickstoffmolekül H H 5

6 Atombindung Das Lewis Modell der kovalenten Bindung Mesomere Grenzstrukturen Es gibt Molekülstrukturen, die sich durch die LewisFormeln nicht korrekt darstellen lassen. So ergeben sich mehrer Möglichkeiten wobei die tatsächliche Struktur irgendwo dazwischen liegt. Man spricht dann von mesomeren Grenzstrukturen. Beispiele sind Distickstoffmonoxid oder das CarbonatIon. O Θ Θ O N N O N N O 6

7 Bei der Valence Bond Theorie betrachtet man die Orbitale der einzelnen Atome und deren Wechselwirkung. Durch die Berücksichtigung der Geometrie kann die räumliche Struktur der Molekülbindungen dargestellt werden. Neben der Form der Orbitale müssen auch die Ausrichtung und die Vorzeichen der Orbitalbereiche beachtet werden. positive Überlappung: p X s p X p X 7

8 Chemische Bindungen Null Überlappung: Z Y X X p X X p Z p Y 8

9 negative Überlappung: Z Z p X X d XZ X p Z Nur die positive Überlappung führt zu einer höheren Elektronendichte zwischen den Atomkernen. Die Bindung kommt durch die Anziehung zwischen den positiven Kernen und der negativen Elektronenwolke zustande. Je mehr die Atomorbitale überlappen, desto stärker ist die Atombindung. 9

10 Orbitaldarstellung der Reaktion von zwei Fluoratomen E 1s² 2s² 2p 5 p Z Orbital p Z Orbital p p π Bindung (rotationssymmetrisch) 10

11 Bildung von Hybridorbitalen s Orbital p Orbital = sp Orbital 11

12 Bildung von Hybridorbitalen Valence Bond Theorie am Beispiel des Methanmoleküls CH 4 Elektronenbesetzung im Kohlenstoff Grundzustand Angeregter Zustand E E p X p Y p Z p X p Y p Z 1s² 2s² 2p 2 1s² 2s 1 2p3 12

13 13

14 Die Einfachbindungen durch Orbitalüberlappung s s δ s p δ s d δ sp 3 sp 3 δ 14

15 Überlappt nun ein 1sOrbital eines Wasserstoffatoms mit einem sp 3 Hybridorbital des Kohlenstoffatoms, entsteht eine ssp 3 σbindung. 15

16 Bindung von Molekülen mit mehreren Kohlenstoffatomen. Verbindet man zwei Methylradikale zu einem Ethanmolekül, entsteht eine sp 3 sp 3 σbindung. 16

17 Doppelbindung Chemische Bindungen p p π p d π d d π 17

18 Doppelbindungen zwischen zwei Kohlenstoffatomen entstehen aus einer sp 2 sp 2 σ Bindung und einer ppπbindung. 18

19 Ausbildung von Mehrfachbindungen Chemische Bindungen Stehen einem Kohlenstoffatom nicht genügend Reaktionspartner für die vier Bindungen zur Verfügung, bilden sich Mehrfachbindungen aus. Dabei verliert das Molekül seine Drehbarkeit entlang der CC Achse. 19

20 Wasserstoffbrückenbindungen Chemische Bindungen Intermolekulare Bindungen Die Grundlage der Wasserstoffbrückenbindungen ist die starke Polarisierung kovalenter ElementWasserstoffbindungen. Deshalb werden Wasserstoffbrücken nur zu den elektronegativsten Elementen des PSE (N, O, F) gebildet 20