Elektronenpaarbindung

Einfachbindungen

Zwischen Metallen und Nichtmetallen finden grob betrachtet Elektronenübergänge statt. Nichtmetalle nehmen Elektronen von den Metallen auf und am Ende steht auf Grund der Anziehung der unterschiedlichen Ladungen eine Ionenverbindung. Reagieren Nichtmetalle untereinander kommt es nicht zu solch einer Ionenbindung, weil die Reaktionspartner beide dazu tendieren Elektronen aufzunehmen. Es werden stattdessen Bindungen über das Teilen von Elektronen erzielt, die nun beiden Bindungspartnern zur Verfügung stehen. Diese Form der Bindung nennt man Elektronenpaarbindung oder auch kovalente Bindung. Eine einfache Elektronenpaarbindung besteht aus einem Elektronenpaar, das beiden „Spendern“ also den an der Reaktion beteiligten Atomen gehört. Zur genaueren Klärung der Bindungsverhältnisse soll im Folgenden das Orbitalmodell verwendet werden.

Beispiel: Atomarer Wasserstoff hat ein einfach belegtes 1s Orbital. Um dieses Orbital doppelt zu belegen, was energetisch günstiger ist geht das Wasserstoffatom eine kovalente Bindung mit einem weiteren Wasserstoffatom ein. Beide verfügen nun über die 2 Elektronen, die in die Bindung eingebracht wurden. Beim Überlappen der Atomorbitale wird die Elektronenwolke zwischen den Atomkernen dichter und zieht die positiven Kerne an. Wasserstoff kommt in der Natur überwiegend in dieser molekularen Form vor: H2

Dargestellt wird die kovalente Bindung durch einen Strich, der für 2 Elektronen (eine Elektronenpaar) stehen soll. Die Bindung von Wasserstoff wird folgendermaßen dargestellt:

[Bild 1]

In diesen so genannten Valenzstrichformeln (oder auch Valenzbond- oder Lewis-Formeln) werden nur die Bindungen der Valenzelektronen dargestellt. Elektronen, die sich nicht auf den äußeren Schalen/Energieniveaus befinden werden außen vor gelassen.Einzelne Elektronen werden als Punkt dargestellt.

[Bild 2]

Ziel der Bindung zwischen den einzelnen Partner ist nach Gilbert N. Lewis das Erreichen der Edelgaskonfiguration (Oktettregel)

[Bild 3]

Beispiel: Brom ist ein Element der siebten Hauptgruppe, dessen Atome molekular vorkommen. Es sind zwei Bromatome zu einem Molekül verbunden.

[Bild 4]

Grund dafür ist die Konfiguration des Broms. Brom hat 7 Elektronen auf der äußersten Schale/Niveau. Ein Elektron fehlt dem Bromatom zur Erlangung der Edelgaskonfiguration.

[Bild 5]

Durch eine Elektronenpaarbindung kommen beide Bromatome zu dieser Konfiguration.

[Bild 6]

Genauer betrachtet überlappen bei diesem Vorgang die zwei einfach gefüllten 4p-Orbitale. Die weiteren Elektronenpaare (doppelt gefüllten Orbitale der äußersten Schale/Niveaus) werden um das Molekül gezeichnet.

[Bild 7]

Die, die Bindung ausmachenden Elektronenpaare werden bindende Elektronenpaare genannt. Die Elektronenpaare, die nicht an der Bindung beteiligt sind werden nichtbindende, einsame oder freie Elektronenpaare genannt. Im Beispiel des Brom-Moleküls hat das Molekül ein bindendes Elektronenpaar zwischen den Atomen und jedes Atom zusätzlich drei nichtbindende Elektronenpaare. Insgesamt kommt so jedes Bromatom zu 8 Elektronen. Die Zahl der Elektronenpaarbindungen, die ein Atom eingehen kann ergibt sich aus der Zahl der Elektronen, die ihm zum Erreichen einer Edelgaskonfiguration noch fehlen.

Kohlenstoff = 4. Hauptgruppe = 4 Elektronen zur Edelgaskonfiguration = 4 Bindungen

Stickstoff = 5. Hauptgruppe = 3 Elektronen zur Edelgaskonfiguration = 3 Bindungen

Sauerstoff = 6. Hauptgruppe = 2 Elektronen zur Edelgaskonfiguration = 2 Bindungen

Chlor = 7. Hauptgruppe = 1 Elektron zur Edelgaskonfiguration = 1 Bindung

Mehrfachbindungen

Zwei Atome können über mehrere Bindungen miteinander verbunden sein. Sie teilen sich dann nicht ein Elektronenpaar, sondern mehrere. Teilen sie sich zwei Elektronenpaare spricht man von einer Doppelbindung, teilen sie sich drei Elektronenpaare spricht man von einer Dreifachbindung.

[Bild 8]

Das Bild zeigt die Einfachbindung beim Ethan, die Doppelbindung beim Ethen und die Dreifachbindung beim Ethin. Die Bindungen zwischen Kohlenstoff- und Wasserstoffatomen wurden hier vereinfachend nicht mitgezeichnet. Stickstoff steht in der 5. Hauptgruppe des Periodensystem und besitzt somit 5 Außenelektronen. Ihm fehlen zum Erreichen der Edelgaskonfiguration 3 Elektronen. Zwei Stickstoffatome können die Edelgaskonfiguration erreichen, indem sie drei Bindungen miteinander eingehen. Sie bilden eine Dreifachbindung (3 Elektronenpaare) aus.

[Bild 9]

Um die Oktettregel zu erfüllen muss jedes Atom in einem Molekül von 4 Elektronenpaaren aufgeteilt auf Einfach- oder Mehrfachbindungen, bindende und nichtbindende umgeben sein. Ausnahme sind Wasserstoff und Helium, die schon mit insgesamt zwei Elektronen die Edelgaskonfiguration erreichen. Zählt man die Elektronenpaare beim Stickstoffmolekül zusammen kommt man für jedes Atom auf 8 Elektronen - die Edelgaskonfiguration

[Bild 10]

Im Methanmolekül ist ein Kohlenstoffatom über vier Bindungen mit vier Wasserstoffatomen verbunden und erhält somit 4 zur Edelgaskonfiguration fehlende Elektronen. Die Wasserstoffatome erhalten durch die Bindung ihr fehlendes zweites Elektron zur Edelgaskonfiguration.

[Bild 11]

Übergänge zwischen Ionenbindung und kovalenter Bindung - der induktive Effekt

In den meisten Bindungen gibt es keine reine Ionenbindung bzw. kovalente Bindung. Die meisten Bindungen sind Mischformen mit kovalenten und Ionenanteilen. Eine reine (ideale) kovalente Bindung tritt nur zwischen gleichen Atomen eines Elements auf, also Atomen mit keiner Elektronegativitätsdifferenz. Beispielsweise Sauerstoff, Stickstoff, die Halogene oder der Wasserstoff sind auf so gebunden. Einzige Ausnahme ist die Bindung zwischen Kohlenstoff und Wasserstoffatomen. Auch hier gibt es keine Elektronegativitätsdifferenz. Beide Partner wirken gleich stark auf die Sigmabindung zwischen den Atomen.

[Bild 12]

Eine reine (ideale) Ionenbindung tritt zwischen Metallen mit niedriger Ionisierungsenergie und Nichtmetallen mit hoher Tendenz zur Elektronen Aufnahme, z.B. Cäsium und Fluor, auf. Die Elektronegativitätsdifferenz muss dabei besonders hoch sein. Hier finden annähernd vollkommene Elektronenübergänge statt.

[Bild 13]

Es wirken dabei die Anziehungskräfte der Atomkerne und die der Elektronenhülle. So werden die Elektronen in den äußeren Orbitalen des einen Partners weniger vom Atomkern angezogen und gehen auf den Partner mit einer Elektronenlücke über. Bei einer (nicht idealen) kovalenten Bildung zwischen unterschiedlichen Elementen geschieht folgendes: Die elektrische Ladung ist nicht symmetrisch zwischen den beiden Bindungspartneratomkernen verteilt. Ein Atomkern zieht die Elektronen dichter an sich heran. Dadurch entstehen polare kovalente Bindungen, bei denen die Elektronendichte asymmetrisch verteilt ist. Das gemeinsame bindende Elektronenpaar orientiert sich stärker zum elektronegativeren Partner, bei dem so eine höhere Elektronendichte herrscht. Die Polarisation kann man betrachten, wenn man die Verbindungen in ein elektrisches Feld zwischen zwei Kondensatorplatten begibt. Die positiven Bindungspartner richten sich Richtung Minuspol aus, die negativen Bindungspartner Richtung Pluspol. Beispiel: Chlorwasserstoff

[Bild 14]

Diese Polarisation nennt man Dipolmoment. Nach außen gleichen sich diese Ladungsunterschiede wieder aus, soweit die Struktur des Moleküls dieses zulässt. Beim Wassermolekül besteht auf Grund der Molekülstruktur ein ständiger Dipol, der für die einzigartigen Eigenschaften des Wassers sorgt. Wenn Atome mit einer höheren Elektronegativität, als ein Wasserstoffatom einen elektronenziehenden Effekt auf das Elektronenpaar der Bindung ausüben, nennt man diesen Effekt negativen induktiven Effekt. (-I Effekt) Ausgedrückt wird die ungleichmäßige Verteilung durch ein Dreieck, dessen Grundseite beim elektronegativeren Partner liegt. (siehe Bild oben) Wenn Atome mit einer niedrigeren Elektronegativität, als ein Wasserstoffatom einen elektronenschiebenden Effekt ausüben nennt man diesen Effekt positiven induktiven Effekt. (+I Effekt) Sie wirken schiebend auf die Elektronen der Bindung. Bei normalen Elementen mag man die Unterscheidung von schiebendem und ziehendem Effekt als übertrieben ansehen, die beiden Definitionen lassen sich aber auch auf funktionelle Gruppen anwenden. Manche funktionellen Gruppen ziehen Elektronen eher an sich, manche schieben sie von sich.

[Bild 15]

Induktive Effekte können sich im Molekül noch über weitere Atome fortsetzen, schwächen dabei aber zunehmend ab. Die Effekte sind für den Ablauf von Reaktionen im organischen Bereich interessant.

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