Atombindung
aus Chemipedia, der freien Wissensdatenbank
Die Atombindung (auch Elektronenpaarbindung oder kovalente Bindung) ist eine chemische Bindung und als solche bei chemischen Stoffen für den festen Zusammenhalt der Atome verantwortlich.
Die Atombindung entsteht durch elektrostatische Anziehungskräfte zwischen den Atomen.
Durch die Atombindung entstehen entweder Moleküle (Beispiel: Kohlenstoffdioxid CO2), Komplexe oder Atomgitter (Beispiel: Siliziumdioxid SiO2), die nach außen hin neutral sind.
Atombindungen bilden sich vor allem zwischen den Atomen der Nichtmetall-Elemente, das sind Elemente mit hoher Elektronegativität, aus. Atombindungen sind aber auch in Komplexen zu finden.
Ist die Elektronegativät von zwei Bindungspartnern gleich, wie es bei Elementmolekülen stets der Fall ist, entsteht eine unpolare, auch homöopolare genannte, Atombindung. Unterscheiden sich die Bindungspartner in ihrer Elektronegativität, entsteht eine polare Atombindung.
| Inhaltsverzeichnis |
Donor-Akzeptor-Prinzip
Edelgasregel
Nach Walter Kossel (1915) und Gilbert Newton Lewis (1916) sind die Elementatome bestrebt, durch chemische Bindung die im Periodensystem nächst gelegene Edelgas-Konfiguration zu erreichen, indem sie die entsprechende Zahl an Elektronen abgeben (Metalle), aufnehmen (Nichtmetalle), oder miteinander teilen. In vielen Fällen erreichen die Atome so ein Elektronenoktett, das ist eine Valenzschale vier Elektronenpaaren, also mit acht Elektronen. Die Oktettregel gilt meistens für die Elemente der zweiten Periode, die Alkalimetalle und die Erdalkalimetalle, und in vielen Fällen für die Halogene.
Da für Wasserstoff das nächstgelegene Edelgas das Helium ist, diese aber als einziges Edelgas nur 2 Elektronen hat, ist für den Wasserstoff schon mit zwei Elektronen die Edelgasregel erfüllt, hier als Zwei-Elektronen-Regel.
Da nun Nichtmetall-Atome nur Elektronenakzeptoren sind, schließen sie bevorzugt sich so zusammen, dass sich ihre Valenzelektronen gegenseitig zu einem Oktett ergänzen:
Bindende Elektronenpaare aus einsamen Valenzelektronen
Beispiel: formale Bindungsbildung bei Chlorwasserstoff
Ein Nichtmetallatom kann so viele bindende Elektronenpaare ausbilden, wie es einsame Valenzelektronen hat. Dabei sind auch Doppelbindungen und Dreifachbindungen möglich.
Beispiele:
| Sauerstoff | Kohlenstoffdioxid | Stickstoff |
|---|---|---|
Fehlendes Bild Sauerstoff.jpg | Fehlendes Bild CO2.jpg | Fehlendes Bild Stickstoff.jpg |
Bindende Elektronenpaare aus nichtbindenden Valenzelektronenpaaren
Diese Art der Ausbildung kovalenter Bindungen tritt bei den Wasserstoffbrückenbindungen und bei der koordinativen Bindung in Komplexverbindungen auf.
Beispiele:
| Wasserstoffbrückenbindungen im Wasser | Bildung der koordinativen Bindung im Ammonium-Kation | Bildung der koordinativen Bindung im Diammin-Silber-I-Komplex |
|---|---|---|
| Fehlendes Bild WasserHBrück.jpg thumb |  | Fehlendes Bild AgNH3.jpg thumb |
Elektrostatische Anziehung
| Die Entstehung der elektrostatischen Anziehung in der Atombindung lässt sich mit Hilfe des Atommodells von Ernest Rutherford veranschaulichen: Bei weit voneinander entfernten Atomen überwiegt die Anziehungskraft zwischen den Kernen und den Elektronenhüllen des jeweils anderen Bindungspartners. In sehr großer Nähe überwiegen die Abstoßungskräfte zwischen den Hüllen und Kernen. Abstoßung und Anziehung sind bei einem bestimmten Abstand der Bindungspartner voneinander im Gleichgewicht. Dieser Abstand ist kleiner als die Summe der Radien der beiden Atome. Das bedeutet, dass sich die Elektronenhüllen gegenseitig teilweise durchdringen müssen. Diese erhöhte negative Ladungsdichte zwischen den beiden Atomkernen zieht diese jeweils an. (Beispiel: der Atomradius des Iodatoms beträgt 2,15 · 10-10 m, der Abstand der Beiden Atom-Mittelpunkte im Jodmolekül I2 beträgt nur 2,66 · 10-10 m. | Fehlendes Bild Jodmolekül.jpg Jodmolekül, Radien und Abstände maßstabsgetreu |
Geometrie
Räumliche Ausrichtung
Die Atombindung in Atomgittern, Molekülen oder Komplexen so weist in definierte Raumrichtungen, die in der räumlichen Struktur der Atomorbitale begründet sind. Bei Teilchen, die mehr als zwei Bindungspartner aufweisen, lassen sich damit spezifische Bindungswinkel nachweisen. Aus der Kenntnis der Anzahl der bindenden und nichtbindenden Elektronenpaare lassen sich diese Bindungswinkel mit Hilfe des (didaktischen) Elektronenwolkenmodells ermitteln:
Eine Elektronenwolke kann einzelne Elektronen (bei Radikalen), nichtbindende Elektronenpaare, Einfach-, Zweifach oder Dreifachbindungen enthalten. Die Bindungswinkel ergeben sich aus der Anordnung dieser Kugelwolken mit möglichst großem Abstand voneinander:
| Beispiel | Blausäure HCN | Kohlensäure H2CO3 | Ammoniak NH3 |
|---|---|---|---|
| Anzahl der Kugelwolken | 2 | 3 | 4 |
| Bindungswinkel | 180° | 120° | 109°(Tetraederwinkel) |
| Abbildung | Fehlendes Bild HCN.jpg 100px | Fehlendes Bild H2CO3.jpg 100px | Fehlendes Bild NH3.jpg 100px |
Die Bindungswinkel sind idealisierte Werte. In realen Molekülen können starke Abweichungen auftreten:
Beispiele:
| • Der tatsächliche Bindungswinkel im Wassermolekül beträgt nicht 109° sondern 104° auf Grund der abstoßenden Wirkung der nichtbindenden Elektronenpaare auf die bindenden. Siehe dazu chemische Struktur. |
| • Liegt in einem Molekül Delokalisation der π-Elektronen vor, entspricht der Bindungswinkel nicht den Werten, die sich aus den mesomeren Grenzstrukturen ermitteln lassen. So ist der CNC-Bindungswinkel der Peptidbindung nicht 109°, wie er sich aus Grenzstruktur 1 ergeben würde, sondern 122°, wie er sich eher aus Grenzstruktur 2 ergibt. Der CCN-Bindungswinkel beträgt 116°. |
Fehlendes Bild PeptidBindung.jpg thumb |
Bindungslänge
Die Atomabstände in Molekülen und Komplexen mit kovalenter Bindung können durch Analyse der Rotationsspektren ermittelt werden. Hier hängt die Bindungslänge zunächst von der Größe der gebundenen Atom ab: Je größer ihr Radius, desto größer ist ihr Abstand. Beispiel: Vergleich der Halogen-Wasserstoff-Verbindungen
| H-Cl | H-Br | H-I | |
| 92 pm | 128 pm | 141 pm | 160 pm |
Bei Bindungen zwischen gleichartigen Atomen lässt sich erkennen, dass ihr Abstand auch von der Zahl der bindenden Elektronenpaare abhängt: Je mehr bindende Elektronenpaare vorhanden sind, desto größer ist ihre Anziehung auf die Atomkerne, desto kürzer ist der Bindungsabstand.
| C-C | C=C | C=C |
|---|---|---|
| 154 pm | 134 pm | 120 pm |
| N-N | N=N | N=N |
| 146 pm | 125 pm | 110 pm |
Eine Delokalisation wirkt sich bei Mehrfachbindungen verlängernd auf den Atomabstand aus, da dadurch die negative Ladung zwischen den Bindungspartnern verringert wird. Einfachbindungen werden durch Delokalisation verkürzt.
Beispiele:
- Der Kohlenstoff-Stickstoff-Abstand in der Peptidbindung (siehe Abbildung oben) liegt mit 133 pm zwischen einer C-N-Einfachbindung mit 147 nm und einer C=N-Doppelbindung mit 130 nm. Durch Vergleich der gemessenen Bindungslängen mit den auf Grund der mesomeren Grenzstrukturen theoretisch erwarteten Bindungslängen lässt sich der Grad der Delokalisation abschätzen.
- Im Graphit beträgt der C-C-Abstand innerhalb einer Schicht des Schichtengitters 142 pm und liegt damit zwischen einer Einfach- und einer Doppelbindung. (Zwischen den Schichten beträgt der Abstand 335 pm. Dies deutet auf eine schwache Wechselwirkung hin.)
Bindungsenergie
Die Bindungsenthalpie der Atombindung ist durch die Enthalpieänderung bei der Dissoziation von Molekülen in ihre Atome in der Gasphase definiert. Sie hängt, wie die Bindungslänge (siehe oben), sowohl von der Größe der gebundenen Atome als auch von der Zahl der bindenden Elektronenpaare ab: Je größer der Radius der Bindungspartner, desto größer ist ihr Abstand und desto kleiner ist die Bindungsenergie. Bei Bindungen zwischen gleichartigen Atomen lässt sich erkennen, dass ihr Abstand auch von der Zahl der bindenden Elektronenpaare abhängt:
Beispiel:
| Name | Formel | Bindung | Bindungslänge in pm | Bindungsenthalpie in kJ pro mol |
|---|---|---|---|---|
| Chlor | Cl2 | Cl-Cl | 199 | 242 |
| Brom | Br2 | Br-Br | 228 | 193 |
| Ethan | H6C2 | C-C | 154 | 348 |
| Ethen | H4C2 | C=C | 134 | 614 |
| Ethin | H2C2 | C≡C | 120 | 839 |
Für delokalisierte Atombindungen gilt entsprechend, dass sie energieärmer als eine Mehrfachbindung, aber energiereicher als eine Einfachbindung sind. So beträgt die Bindungsenthalpie im Benzol 147 kJ/mol.
Molekülorbitale
Kompliziertere, wellenmechanische Vorstellungen vom Atombau erklären die Atombindung dadurch, dass sich Atome mit einfach besetzten Orbitalen einander nähern und durch Überlappung der unvollständig besetzten Atomorbitale ein vollständig besetztes Molekülorbital bilden. Das bindende Molekülorbital (sozusagen der Raum der größten Aufenthaltswahrscheinlichkeit des gemeinsamen Elektronenpaars) besitzt dabei ein niedrigeres Energieniveau als die beiden Atomorbitale vor der Knüpfung der Atombindung. Näheres dazu siehe bei Molekülorbital.
Polare Atombindung
Unterscheiden sich die Bindungspartner in der Elektronegativität, ist die Elektronendichte im Molekülorbital nicht gleichmäßig verteilt. Ihr Schwerpunkt ist in Richtung des elektronegativeren Partners verschoben, da das Atom mit der größeren Elektronegativität die Elektronen näher zu sich heran zieht. Dadurch erhält dieser Bereich der Bindung eine negative Partialladung, durch δ- symbolisiert. Das anderen Ende der Bindung verarmt entsprechend an negativer Ladungsdichte, es erhält eine positive Partialladung, &delt;+.
Beispiel: H-O-Bindung Elektronegativitäten (EN): EN(H) = 2,20, EN(O) = 3,44. Damit liegt der negative Ladungsschwerpunkt näher beim Sauerstoff:
| δ+ | δ- | |
| H | - | O |
Man nennt solche Atombindungen polare Bindungen, da Pole mit unterschiedlichen Teilladungen entstehen.
Polare Bindungen können dazu führen, dass ein gesamtes Molekül polar ist: Es wird Dipol-Molekül genannt. Die Polarität des Moleküls hängt nicht nur von der Polarität der Bindungen sondern auch vom Molekülbau ab.
Siehe auch
Dieser Artikel basiert auf dem gleichnamigen Artikel vom 24. Feb. 2005 (http://de.wikipedia.org/w/index.php?title=Atombindung) der Wikipedia (http://de.wikipedia.org), die hiesige Versionshistorie ist eine Fortsetzung der &action=history Wikipedia-Artikel-Historie (http://de.wikipedia.org/w/index.php?title=Atombindung). |
