Atombindung (Kovalente Bindung)

1.2.1 Elektronenpaarbindung – Modell von Lewis

Ein anschauliches Bindungsmodell zur Deutung der Wechselwirkung zwischen Nichtme­tallatomen stammt von Lewis (1916):

Bei einer Atombindung erfolgt der Zusammenhalt zwischen zwei Atomen durch ein gemeinsames Bindungselektronenpaar (Elektronenpaarbindung).

Durch das gemeinsame Elektronenpaar (Bindungselektronenpaar) erreichen beide Part­ner eine Edelgaskonfiguration, also acht Elektronen auf der auBersten Schale (Elektronen­oktett). Das Wasserstoffatom bildet eine Ausnahme (s. u.). Die ubrigen nicht an der Bin­dung beteiligten Elektronenpaare eines Atoms werden als nicht bindende oder freie Elek – tronenpaare bezeichnet.

He-Konfiguration

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In den Lewis-Formeln wird ein Bindungselektronenpaar durch einen Strich zwischen den Elementsymbolen der an der Bindung beteiligten Atome, ein nicht bindendes Elektronen­paar durch einen Strich am Elementsymbol gekennzeichnet (Valenzstrichformeln). Die Anzahl der Bindungen pro Atom ergibt sich aus der Oktettregel, wonach jedem Atom vier

Elektronenpaare – bindend oder nicht bindend – zugeordnet sein miissen (Achterschale). In manchen Molekulen werden zwei (z. B. C02 oder C2H4) oder drei (z. B. N2, C2H2) Bin- dungselektronenpaare benotigt, um eine Achterschale zu erreichen. Im ersten Fall liegen Doppel – und im zweiten Fall Dreifachbindungen vor. Kovalent gebundener Wasserstoff erreicht die Edelgaskonfiguration des Heliums (Zwei-Elektronen-Konfiguration).

Die Oktettregel ist nur fur Atome von Elementen der 2. Periode streng giiltig. Da nur vier Orbitale, namlich ein 2s – und drei 2p-Orbitale zur Verfugung stehen, werden maximal vier Bindungen ausgebildet. In Verbindungen von Elementen hoherer Perioden konnen dagegen mehr als vier kovalente Bindungen auftreten (Oktetterweiterung). Eine hohere Zahl von Kovalenzen wird moglich, da den Elementen ab der 3. Periode auBer s – und p-Orbitalen auch d-Orbitale zur Bindungsbildung zur Verfugung stehen. Vorhandene Elektronenpaare werden entkoppelt, besetzen leere Orbitale ahnlicher Energie (z. B. die d-Orbitale der glei – chen Schale) und erhohen damit die Zahl der Bindungsmoglichkeiten.

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Beispiele fur Verbindungen mit erweitertem Oktett sind Phosphorpentachlorid PC15 mit einer Zehnerschale (Elektronendecett) und Schwefelhexafluorid SF6 mit einer Zwolfer – schale (Elektronendodecett).

angeregter Zustand

Das einfache Lewis-Konzept liefert die Grundlage fur die Deutung der Stochiometrie zahl – reicher Verbindungen, versagt aber bei der Erklarung der Elektronenstruktur des Sauer – stoffmolekuls 02:

0 = 0 bzw. ‘ О — 6*

Die linke Form gibt zwar den experimentell ermittelten Doppelbindungscharakter der Bin – dung zwischen den Sauerstoffatomen korrekt wieder, die radikalische Natur des 02-Mole – kiils kommt jedoch nicht zum Ausdruck. Radikale sind Teilchen (Atome, Ionen oder Mo- lekule), die uber ein oder mehrere ungepaarte Elektronen verftlgen. Das Molekiil Sauer – stoff ist ein Diradikal. Es besitzt zwei ungepaarte Elektronen, die sehr wesentlich seine physikalisch-chemischen Eigenschaften bestimmen. Diese Eigenschaft gibt nur die rechte Lewis-Formel exakt wieder. Sie verletzt allerdings die Oktettregel und kann den Doppel­bindungscharakter zwischen den O-Atomen nicht widerspiegeln.

Das Beispiel Sauerstoff zeigt, dass das einfache Lewis-Modell nicht in alien Fallen in der Lage ist, die reale Elektronenstruktur chemischer Verbindungen in adaquater Weise zu
beschreiben. Erst die Anwendung der Wellenmechanik fuhrt zu einem tieferen Verstandnis der Bindungsverhaltnisse (Details, s. Lehrbiicher der Allgemeinen Chemie).