Elemente und Moleküle, Schulbuch

28 2 DIe CHeMISCHe BINDUNG Modellerweiterungen Hybridisierung Bei der Hybridisierung kommt es zu einer modellhaften Kombination der bekannten Orbitale der bindungsfähigen Sphären zu neuen „Aufenthaltsräumen“, die man Hy- bridorbitale nennt. Hybridorbitale sind energetisch gleichwertig und werden nach der Hund´schen Regel zuerst einfach besetzt. Sinnvolle Hybridmodelle, dh. solche, die eine Übereinstimmung mit experimentell ermittelten Daten ergeben, sind nur durch Kombination von Orbitalen mit ähnlicher Energie möglich. Das bedeutet, dass in der 2. Periode eine Hybridisierung nur zwi- schen 2s- und 2p-Energieniveaus möglich ist. Die daraus resultierende maximale Bindungszahl ist 4 (Abb. 28.1). Das stimmt mit der Tatsache überein, dass Atome der 2. Periode immer der Oktettregel gehorchen (Ausnahme Bor: auf Grund der 3 Valenz- Elektronen sind nur maximal 3 Bindungen möglich). Ab der 3. Periode können für die Hybridisierung auch d-Orbitale miteinbezogen werden. Die Bindungszahl pro Atom kann daher die Zahl 4 überschreiten und damit auch der Oktettregel widersprechen. Mögliche Hybridisierungen ab der 3. Periode: Gruppe 17: Cl Br I Durch Hybridisierung kann es zur Aufspaltung eines Elektronenpaares kommen; es sind nun neben 1 Bindung auch 3 Bindungen möglich. Es kann aber auch zur Auf- spaltung zweier Elektronenpaare oder dreier Elektronenpaare kommen – dann sind 5 bzw. 7 Bindungen möglich. Gruppe 16: S Se Te Die Atome der Elemente S, Se, Te können neben 2 Bindungen auch 4 oder 6 Bin- dungen eingehen (Abb. 28.2). Gruppe 15: P As Sb Die Atome der Elemente P, As, Sb können neben 3 Bindungen auch 5 Bindungen eingehen. Oktettregelüberschreitungen treten vor allem in Verbindungen mit elektronegati- veren Bindungspartnern auf. Wie stark und ob überhaupt überschritten wird, kann nicht eindeutig vorausgesagt werden. Keinesfalls gibt es bei Wasserstoffverbindun - gen Oktettregelüberschreitungen. Koordinative Bindung Zur Ausbildung von doppelt besetzten Molekülorbitalen kann es auch durch Über- lappung eines doppelt besetzten mit einem „leeren“ Atomorbital kommen. Dieses Bindungsmodell bezeichnet man als koordinative Bindung. Ein positiv geladenes Wasserstoff-Ion kann zB in Wechselwirkung mit einem nicht bindenden Elektronen - paar eines anderen Atoms treten (zB Ammonium-Ion; Abb. 28.3). Der koordinativ gebundene Wasserstoff ist von den übrigen Wasserstoffbindungen nicht unterscheid - bar. Einige ungeladene Molekülverbindungen können durch das Hybridisierungsmodell nicht beschrieben werden. Stickstoff und Sauerstoff als Atome der 2. Periode können die Oktettregel nicht überschreiten, weil hier keine d-Orbitale zur Verfügung stehen (zB HNO 3 ; Abb. 29.1). C • • • • C • • isoliertes C-Atom C-Atom im Teilchenverband MODELL: " Hybridisierung" Energie Energie s p Hybridorbitale " normales" S-Atom • • • • •• • • S • • • • MODELL: " Hybridisierung" MODELL: " Hybridisierung" SCl 4 SF 6 H 2 S S S N H + H H H 1 Bindung Cl • • • • • • • • 3 Bindungen 5 Bindungen •• 7 Bindungen • • • • • • Cl Cl Cl 2 Bindungen S • • • • • • •• • • • • 4 Bindungen 6 Bindungen S S 3 Bindungen P • • P • • • 5 Bindungen • • • Abb. 28.1: Die Hybridisierung des C-Atoms Abb. 28.2: Die Hybridisierung des S-Atoms Abb. 28.3: Das koordinative Bindungsmodell für das Ammonium-Ion mit Formalladung ■ 28.1: Bestimm die Strukturformeln von: C 2 H 6 , C 2 H 4 , C 2 H 2 , SF 6 , PCl 5 , H 2 CO 3 ! (Keine O–O Bindungen, keine Ringe.) ÜBUNGeN Nur zu Prüfzweck n – Eigentum des Verlags öbv