Elemente und Moleküle, Schulbuch

27 2.3 DaS MeTallBinDUngSMODell 2.4 DaS aTOMBinDUngSMODell 2.4 DAS AtOMBINDUNGSMODELL Molekülorbitale • Bindende Elektronenpaare • Hybridisierung • Mesomerie • Polarisierte Bindung • Wasserstoffbrücken • Atomgitter Bei der Atombindung nähern sich die Kerne zweier Nichtmetall-Atome. Die Annä - herung erfolgt nur bis zu einem bestimmten Abstand, der für diese beiden Atome eine Energieminimierung darstellt. (Abb. 29.1) Den Abstand der Kerne bezeichnet man als Bindungslänge. 2 angenäherte Kerne stellen für die Elektronen ein neues System dar. Man benötigt nun eine neue räumliche Verteilung der Aufenthaltswahr- scheinlichkeit der Elektronen und damit neue „Aufenthaltsräume“, die man zum Unterschied von Atomorbitalen (AO) als Molekülorbitale (MO) bezeichnet. Verein- facht kann man sagen, dass MOs durch Überlappung zweier AOs entstehen, dh., zwei AOs bilden ein neues MO. Auch in einem Molekülorbital können nur maximal 2 Elektronen vorhanden sein. Zur Ausbildung von doppelt besetzten Molekülorbitalen kommt es in den meisten Fällen durch Überlappen zweier einfach besetzter AOs. Für eine einfache Darstellung von Molekülen eignet sich die Lewis-Schreibweise am besten. Sie zeigt die Darstellung der für Moleküle wichtigen gepaarten und unge- paarten Elektronen. Punkte symbolisieren einfach besetzte und Striche doppelt besetzte AOs oder MOs. Gestützt auf diese Voraussetzungen, lässt sich eine große Menge einfacher Moleküle modellmäßig bilden. Wasserstoff besitzt 1 Elektron. Durch Überlappung der Orbitale zweier Wasserstoff- Atome kommt es zur Ausbildung eines Elektronenpaares, das jetzt im Einflussbe- reich beider Kerne liegt. Dieses Elektronenpaar bezeichnet man als bindendes Elek- tronenpaar (Abb. 27.1). Eine Überlappung der Orbitale ist auch bei ungleichartigen Atomen möglich. So kann das einfach besetzte Orbital des Chlor-Atoms mit dem Wasserstofforbital ein bin - dendes Elektronenpaar bilden. Die 3 Elektronenpaare des Chlors, die nicht an der Bindung beteiligt sind, bezeichnet man als nicht bindende (oder auch „ freie “) Elek- tronenpaare (Abb. 27.2). Es zeigt sich, dass bei der Bildung von Molekülen meist das Bestreben besteht, alle einzeln besetzten AOs der Atome zu doppelt besetzten MOs zu vereinigen. So ver- bindet sich zB Sauerstoff – mit 2 einfach besetzten Orbitalen – immer mit 2 Was - serstoff-Atomen, Stickstoff – mit 3 einfach besetzten Orbitalen – immer mit 3 Was - serstoff-Atomen. (Abb. 27.3) Durch die Atombindung entstehen also abgeschlossene Teilchenverbände, die man als Moleküle bezeichnet. Die oben angeführte Schreibweise für Moleküle nennt man Strukturformel , weil hier die Struktur des Moleküls – dh. die Anordnung der Atome innerhalb des Moleküls – exakt angegeben wird. In vielen Fällen genügt aber die Angabe einer Summenformel . Dazu werden die Atome nebeneinander angeschrie- ben (meist das Atom mit der geringeren Elektronegativität zuerst; es gibt aber vie- le Ausnahmen) und die Anzahl gleichartiger Atome als kleiner Index hinter das je - weilige Atom. Die Zahl 1 wird nicht angeschrieben: H 2 , HCl, H 2 O, NH 3 ... Atome können auch durch 2 oder mehrere bindende Elektronenpaare miteinander verknüpft werden. Man spricht dann von Doppel- bzw. Dreifachbindung. Für diese Bin- dungsart sind aber nur wenige Atome – vornehmlich solche der 2. Periode – geeignet. In all diesen Fällen wird die Edelgasregel erfüllt. Jeder Atomkern besitzt in seinem Einflussbereich 8 Elektronen (bei Wasserstoff 2 Elektronen). An die Grenzen dieser einfachen Betrachtungsweise stößt man allerdings beim Kohlenstoff. Nach der Elek - tronenverteilung 2s 2 2p 2 würde man eine Verbindung CH 2 erwarten. Kohlenstoff geht aber immer 4 Bindungen ein. Man benötigt daher eine Modellerweiterung. Abstoßung der beiden Kerne Anziehung des Elektrons 1 durch Kern 2 und umgekehrt a b Summe a + b ENERGIEMINIMUM Energie Abstand der beiden Kerne • • bindendes Elektronenpaar nicht bindende Elektronenpaare H • • •• H H bindendes Elektronenpaar H H Cl H Cl H H Abb. 27.1: Das Wasserstoffmolekül Abb. 27.2: Bindende und nichtbindende Elektronen- paare Abb. 27.3: Lewisformeln von Molekülen Dreifachbindung Doppelbindung • • • C • • • O • • O N N O C O H H H N • N • •• • • H H H H • O •• • H H H O ••• ••• N N ■ 27.1: Bestimm die Strukturformeln von Phosphorhydrid und Hydrogen- bromid! ■ 27.2: Bestimm die Strukturformeln von NOCl (O und Cl sind an N gebun - den), N 2 H 4 und PCl 3 ! ÜBUNGeN Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv