4.2 Kovalente Bindung. Theorie der kovalenten Bindung, Gilbert Newton Lewis (1916)

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1 4.2 Kovalente Bindung Theorie der kovalenten Bindung, Gilbert Newton Lewis (1916) Treten Atome von Nichtmetallen miteinander in Wechselwirkung, kommt es nicht zu einer Übertragung von Elektronen. Nichtmetallatome binden sich über gemeinsam angehörende, Elektronenpaare aneinander (kovalente Bindung). Molekülstrukturen werden als Valenzstrichformeln gezeichnet (Lewis-Formeln). Jeder Bindungsstrich symbolisiert ein gemeinsames, bindendes Elektronenpaar. Die an den Atomen verbleibenden Elektronenpaare werden nichtbindende, freie oder einsame Elektronenpaare genannt. Ziel für jedes Atom ist das Erreichen der stabilen Edelgaskonfiguration. In Lewis-Formeln ist demnach jedes Atom von acht Elektronen, also vier Elektronenpaaren, umgeben (Oktettregel). Wasserstoff strebt He-Konfiguration an.

2 Zum Erreichen des Elektronenoktetts des nächsten Edelgases (Oktettregel) bildet ein Atom oft 8 N (N = Valenzelektronenzahl) kovalente Bindungen aus. Cl + Cl : Cl Cl : : Anzahl der Bindungen für Chlor: 8 7 = 1 Einfachbindung Cl Cl : N + N N N : : : : Anzahl der Bindungen für Stickstoff: 8 5 = 3 Dreifachbindung N N O + C + O O = C = O Anzahl der Bindungen für Kohlenstoff: 8 4 = 4 Anzahl der Bindungen für Sauerstoff : 8 6 = 2 Doppelbindung O = C = O

3 Elektronenkonfiguration und Bindigkeit Mit Bindigkeit wird die Anzahl der kovalenten Bindungen bezeichnet, die ein Nichtmetallatom ausbilden kann (kovalente Wertigkeit).

4 Elektronenkonfiguration und Bindigkeit, Elemente der 2. Periode Atom Elektronenkonfiguration Bindigkeit Beispiel 1s 2s 2p Formel Elektronen 1) 3Li 1 LiH 2 4Be (?) 4Be * 2 BeCl 2 4 5B (1?) 5B * 3 BF 3 6 6C (2?) 6C * 4 CH 4 8 7N 3 NH 3 8

5 Atom Elektronenkonfiguration Bindigkeit Beispiel 1s 2s 2p Formel Elektronen 1) 8O 9F 10Ne 1) Valenzelektronen im Bindungszustand 2 H 2 O 8 1 HF 8 0

6 Aufstellen von Valenzstrichformeln nach der Oktettregel: 1. Richtige Verknüpfung der Atomkerne beachten 2. Zuordnung der bindenden und nichtbindenden Elektronenpaare nach der Oktettregel, oft jedes Atom mit 8 N kovalenten Bindungen 2a. Eventuell bindende Elektronenpaare im System berechnen BE = (2 n H + 8 n E ΣN) / 2 BE n H n E ΣN = bindende Elektronenpaare = Anzahl der H-Atome = Anzahl der übrigen Atome = Gesamtzahl der Valenzelektronen aller Atome 3. Vergleich der Valenzelektronen jedes Atoms, Zuordnung von Formalladungen (geringe Anzahl, kleine Beträge, nicht an benachbarten Atomen, möglichst entsprechend Elektronegativität) 4. Angabe von mesomeren Grenzformeln

7 Valenzelektronenpaar-Abstoßungs-Theorie (VSEPR-Theorie), Ronald J. Gillespie, Ronald S. Nyholm, 1957 Die Erklärung der Molekülstruktur erfolgt auf der Grundlage der gegenseitigen elektrostatischen Abstoßung von bindenden und nichtbindenden Elektronenpaaren. Die Anordnung der Atome in einem Molekül, in der die gegenseitige Abstoßung aller Elektronenpaare durch Einnahme der größtmöglichen Entfernung zueinander minimal wird, entspricht der energieärmsten und damit stabilsten Struktur des Moleküls. Freie Elektronenpaare stoßen bindende Elektronenpaare stärker ab, als bindende Elektronenpaare sich gegenseitig abstoßen. Valenzstrichformel Molekülstruktur _ H O _ H O H H

8 Systematik von Molekülstrukturen Molekültyp BE FE Elektronenstruktur Molekülstruktur Beispiele AX 2 2 linear linear BeCl 2 AX 3 3 trigonal-eben trigonal-eben BF 3 AX 2 E 2 1 gewinkelt SnCl 2 (g) AX 4 4 tetraedrisch + CH 4, NH 4 AX 3 E 3 1 tetraedrisch trigonal-pyramidal NH 3, PF 3 AX 2 E gewinkelt H 2 O AX 5 5 trigonal-bipyramidal PF 5 AX 4 E 4 1 trigonal-bipyramidal verzerrt tetraedrisch SF 4 AX 3 E T-förmig ClF 3 AX 2 E linear XeF 2, ICl - - 4, I 3 AX 6 6 oktaedrisch 2- SF 6, SiF 6 AX 5 E 5 1 oktaedrisch quadrat.-pyramidal IF 5 AX 4 E quadratisch-planar - XeF 4, ICl 4

9 Elektronegativität nach Linus Pauling, 1932 Die Elektronegativität eines Elements ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, das bindende Elektronenpaar in einem Molekül an sich zu ziehen. H 2,1 Relative Elektronegativität ausgewählter Elemente nach Pauling Li Be B C N O F 1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0 Na 0,9 Mg 1,2 Al 1,5 Si 1,8 P 2,1 S 2,5 Cl 3,0 K Ca Ga Ge As Se Br 0,8 1,0 1,6 2,8 2,0 2,4 2,8 Metalle geben leicht Elektronen ab und haben kleine Elektronegativitäten. Nichtmetalle tendieren zur Aufnahme von Elektronen und sind um so reaktiver, je höher ihre Elektronegativität ist. Aus der Differenz der Elektronegativitäten kann man die Polarität einer Bindung abschätzen.

10 Prozentualer Ionenbindungsanteil einer Bindung in Abhängigkeit der Differenz der Elektronegativitäten Ionencharakter % überwiegend kovalent überwiegend ionisch 1,0 2,0 3,0 Bewertung = 0 rein kovalente Bindung (Cl 2 ) 0,1 < < 0,5 schwach polar 0,6 < < 1,0 mittel polar = 1,0 17 % ionischer Anteil (HCl) 1,1 < < 1,6 stark polar = 1,7 50 % ionischer Anteil > 1,7 überwiegender Ionencharakter > 3,2 92 % ionischer Anteil (KF)

11 Polare kovalente Bindungen Rein kovalente Bindungen existieren nur zwischen Atomen des gleichen Elements. Bei unterschiedlichen Elementen wird stets ein Bindungspartner das gemeinsame Elektronenpaar stärker zu sich ziehen (Polarisation). Je unterschiedlicher die elektronenanziehende Wirkung der kovalent gebundenen Atome ist, um so größer ist der Betrag der partiellen Ladungen, um so ausgeprägter der partiell ionische Charakter der Bindung (Dipol). Dipol mit δ + δ Partialladungen: H Cl bzw. H Cl Das Dipolmoment des Moleküls ist ein Vektor und wird für mehratomige Moleküle durch vektorielle Addition der Bindungsdipolmomente erhalten. Symmetrische Moleküle sind trotz polarer Bindungen keine Dipole, da die Ladungsschwerpunkte zusammenfallen. Kein Dipol: δ δ + δ O = C = O bzw. O C O