Atombindung
Die Atombindung (auch Elektronenpaarbindung, homöopolare Bindung oder kovalente Bindung) ist eine chemische Bindung und als solche bei chemischen Stoffen für den festen Zusammenhalt von Atomen in Verbindungen verantwortlich.Durch die Atombindung entstehen entweder molekulare Stoffe (Beispiele: Sauerstoff O2, Kohlenstoffdioxid CO2, Nickeltetracarbonyl Ni(CO)4) oder Atomgitter (Beispiel: Diamant CDiamant, Siliciumdioxid SiO2), die elektrisch neutral oder geladen sein können (Molekülionen, Ionenteilstruktur) (Beispiel: Ammonium NH4+, Chlorat ClO3?, Silikate SiaObn? (häufig polymer)).
Atombindungen bilden sich vor allem zwischen den Atomen von Nichtmetallen aus. Ist die Elektronegativität von zwei Bindungspartnern gleich (wie es z. B. bei Elementmolekülen stets der Fall ist) entsteht eine unpolare, auch homöopolar genannte, Atombindung. Unterscheiden sich die Bindungspartner in ihrer Elektronegativität, wird eine polare, auch heteropolar genannte, Atombindung entstehen. Bei sehr großer Elektronegativitätsdifferenz kann die Beschreibung über das Ionenbindungsmodell (elektrovalente Bindung) sinnvoller sein.
Eigenschaften
Charakteristische Eigenschaften von Molekülen mit Atombindung:
* Niedriger Schmelz- und Siedepunkt
Nichtleiter
* Gemeinsam genutzte Elektronenpaare
Donator-Akzeptor-Prinzip
Nach Walter Kosel (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, die vier Elektronenpaare enthält, also mit acht Elektronen besetzt ist. Die Oktettregel gilt für die meisten isolierbaren Verbindungen der Elemente der zweiten Periode. Auf die überwiegende Anzahl der Verbindungen von Hauptgruppenelementen aus höheren Perioden ist sie ebenfalls anwendbar, doch nur dann durchgängig, wenn zusätzlich zu Zweizentrenbindungen auch Mehrzentrenbindungen formuliert werden (siehe Oktettregel - Mehrzentrenbindung).
Da für Wasserstoff das nächstgelegene Edelgas das Helium ist, dieses aber als einziges Edelgas nur 2 Elektronen hat, ist für den Wasserstoff schon mit zwei Elektronen die Edelgasregel erfüllt. Doch auch Wassersstoff bildet Verbindungen, in denen mehr als die geforderten zwei Elektronen ein H-Atom umgeben, beispielsweise das Hydrogendifluorid-Ion [HF2]? und einige andere Spezies mit starken Wasserstoffbrückenbindungen.
Da (elektronegative), elektronenreiche Nichtmetall-Atome tendenziell eher Elektronenakzeptoren sind, schließen sie sich häufig so zusammen, dass sich ihre Valenzelektronen gegenseitig zu einem Oktett (im Falle des Wasserstoffs zu einem Duett) ergänzen. Allerdings findet man auch gerade bei den Nichtmetallen Verbindungen, die das Oktett (formal) überschreiten, vor allem viele Fluoride der 5., 6. und 7. Hauptgruppe. Umgekehrt sind es die elektropositiven, elektronenarmen Metallatome, die häufig Elektronenmangelverbindungen bilden. Typische Beispiele hierfür sind die Borwasserstoffe (Borane). Hier wird das Oktett (formal) unterschritten. Beides, die Oktett-Überschreitung wie die Oktett-Unterschreitung ist aber in vielen Fällen durch Formulierung von Mehrzentrenbindungen wieder korrigierbar.
Bindende Elektronenpaare aus Valenzelektronen
Beispiel: formale Bindungsbildung bei Chlorwasserstoff
:
Ein Nichtmetallatom kann so viele bindende Elektronenpaarungen ausbilden, wie es einsame Valenzelektronen hat. Dabei sind auch Doppelbindungen und Dreifachbindungen möglich.
Beispiele:
Elektrostatische Anziehung
Die Entstehung der elektrostatischen Anziehung in der Atombindung lässt sich mit Hilfe des Molekülorbitaltheorie, die kovalente Bindungen bzw. die entsprechenden Molekülorbitale nach ihrer (lokalen) Symmetrie unterscheiden.
?-Bindung ist die Bezeichnung für solche chemischen Bindungen, die mit Hilfe von ?-Orbitalen beschrieben werden. Diese weisen keine Knotenfläche auf, sie sind dadurch (näherungsweise) rotationssymmetrisch. Sigma-antibindende Orbitale haben zwar eine Knotenebene, diese steht jedoch senkrecht zur Kernverbindungslinie. Die Elektronen in den ?-Orbitalen nennt man Sigma-Elektronen. Beispiele für reine ?-Bindungen finden sich in Einfachbindungen wie C?C-, C?H-, Kohlenstoff-Halogen-Einfachbindungen usw..
Bei ?-Bindungen existiert eine, bei ?-Bindungen gibt es zwei solche Knotenflächen. Pi-antibindende Orbitale haben zwei Knotenebenen, je eine, die die Kernverbindungslinie enthält und eine, die sie nicht enthält.
Durch Kombination von ?-, ?- und ?-Bindungen entstehen Mehrfachbindungen. So ist die Dreifachbindung im N2-Molekül zusammengesetzt aus einer ?-Bindung und zwei äquivalenten ?-Bindungen zusammen.
Geometrie
Räumliche Ausrichtung
Die Atombindung in Atomgittern, Molekülen oder Komplexen weist so 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:
Für delokalisierte Atombindungen gilt entsprechend, dass sie energieärmer als eine Mehrfachbindung, aber energiereicher als eine Einfachbindung sind. So beträgt die (C?C)-Bindungsenthalpie im Benzol oder anderen Aromaten 147 kJ/mol, ein Wert genau zwischen (C?C) und (C=C)-Bindung.
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
Hauptartikel: 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 ?? symbolisiert. Das andere Ende der Bindung verarmt entsprechend an negativer Ladungsdichte, es erhält eine positive Partialladung, ?+.
Beispiel: H?O-Bindung
Elektronegativitäten (EN): EN(H) = 2,20, EN(O) = 3,44. Damit liegt der negative Ladungsschwerpunkt näher beim Sauerstoff:Man nennt solche Atombindungen polare Bindungen, da Pole mit unterschiedlichen Teilladungen entstehen.
Bei sehr großen Bindungspolaritäten kann es sinnvoller sein, anstelle des Modells der (polaren) kovalenten Bindung zum Salzes über einen rein elektrostatischen Ansatz der Gitterenergien erheblich einfacher berechnen und mit makroskopischen Eigenschaften, wie Schmelzpunkten, Siedepunkten, oder Löslichkeiten in Beziehung setzen. Allerdings gibt es Eigenschaften, die sich prinzipiell nicht mit rein elektrostatischen Modellen begreifen, geschweige denn quantifizieren lassen. Dazu gehört unter anderem die Farbigkeit oder die elektronische Leitfähigkeit. Farbigkeit meint hier nicht nur Farbigkeit im sichtbaren Bereich des elektromagnetischen_Spektrums, sondern auch im Ultravioletten und Infraroten. Hierzu muss man die Elektronenstruktur der Substanz sehr genau kennen, und die lässt sich nur mit quantenmechanisch begründeten Modellen (Orbitaltheorie, Bändermodell) abschätzen oder berechnen.
Die häufig zitierte Faustregel, dass ab einer bestimmten Elektronegativitätsdifferenz (Delta-EN) z. B. 1,7 eine ionische Verbindung vorliegt, sollte eher so gelesen werden, dass es in manchen Fällen sinnvoll ist, die Verbindung ionisch zu beschreiben. Die EN-Differenz ist aber nicht das einzige Kriterium. Auch Größe und Größenverhältnis der beteiligten Atome sowie die Koordinationszahlen spielen dabei eine Rolle.
So ist beispielsweise Fluorwasserstoff trotz der großen EN-Differenz von 1,8 ein polar kovalent gebundenes Molekül - die Verbindung ist bei Raumtemperatur ein Gas - während Lithiumhydrid LiH und Magnesiumhydrid MgH2 trotz der wesentlich geringeren EN-Differenzen von ca. 1,2 bzw. 0,8 salzartige Verbindungen sind, die sich gut ionisch beschreiben lassen. LiH weist z. B. eine Kochsalz(NaCl)-Struktur auf.
Polare_Bindungen können dazu führen, dass das gesamtes Molekül polar ist: Man sagt dann, das Molekül besitzt ein Dipolmoment oder es liegt ein Dipol-Molekül vor. Ob ein Molekül ein (messbares) Dipolmoment besitzt hängt aber nicht nur von der Polarität der Bindungen sondern auch vom Molekülbau ab. Die Dipolmomente verschiedener Bindungen im Molekül beeinflussen sich gegenseitig und müssen vektoriell addiert werden, um das Gesamt-Dipolmoment abzuschätzen.
;Beispiele:
* Wasser H2O hat ein größeres Dipolmoment als Fluorwasserstoff HF, obwohl aufgrund der größeren EN-Differenz das Dipolmoment der O?H-Bindung kleiner als das der H?F-Bindung ist. Die Ursache liegt darin, dass bei der Addition der O?H-Bindungsdipole wegen des Bindungswinkels von ca. 105° ein größerer Dipolmoment entsteht.
* Kohlendioxid CO2 hat ein Gesamtdipolmoment von Null, da die Bindungsdipole entgegengesetzt ausgerichtet sind und sich die Dipolmomente gegenseitig aufheben.
Siehe auch
Bohrsches Atommodell
Metallische Bindung
su:Beungkeut kovalén
