EL-MO I Elemente, Schulbuch

42 42 Abb. 042–3: Vor- und Nachteile der Modelle Modellerweiterung – Koordinative Bindung Sehr viele Moleküle lassen sich durch das Hybridisierungsmodell beschreiben. Für einige benötigt man aber ein weiteres Modell. Einer gibt alles! Zur Ausbildung von doppelt besetzten Molekülorbitalen kann es auch durch Überlappung 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 freien Elektronenpaar eines anderen Atoms treten zB mit Stickstoff im Ammo- nium-Ion (Abb. 42–1). Hier spendet der Stickstoff das freie Elektronenpaar. Der koordinativ gebundene Wasserstoff ist von den übrigen Wasserstoffbindungen nicht unterscheidbar. Die Aufnahme und Abgabe von H + -Ionen bezeichnet man als Säure-Base-Reaktion. Auch einige ungeladene Molekülverbindungen können durch das Hybridisie- rungsmodell nicht beschrieben werden. Sauerstoff und Stickstoff als Atome der zweiten Periode haben keine d-Orbitale zur Verfügung und können daher die Oktettregel nicht überschreiten. Es existieren aber Moleküle wie zB HNO 3 – Sal- petersäure und O 3 – Ozon, die nach dem Hybridisierungsmodell nicht darstell- bar sind. Beim Modell der koordinativen Bindung, das im Prinzip eine Umkehrung des Hybridisierungsmodells darstellt, werden bei einem Bindungspartner alle Orbi- tale entgegen der Hund´schen Regel immer doppelt besetzt. Das bedeutet zB für das Sauerstoff-Atom 3 doppelt besetzte Orbitale und 1 unbesetztes Orbital. Dieses kann jetzt mit einem doppelt besetzten Orbital eines anderen Atoms (im Beispiel – siehe unten – Stickstoff) in Wechselwirkung treten. Formalladungen Da hier eine Elektronenverschiebung auftritt, müssen bei der Strukturformel für die formale Richtigkeit der Elektronenverteilung Ladungen angeschrieben werden. Man nennt diese auch Formalladungen, weil sie keine wirklich auftre- tenden Ladungen sind. Der Partner, der das doppelt besetzte Orbital für die Bindungsbildung zur Ver- fügung stellt, erhält eine positive Formalladung, der Partner mit dem leeren Orbital erhält eine negative Formalladung (Abb. 42–2). Die Summe der Formalladungen muss bei neutralen Atomen 0 ergeben und bei geladenen Atomgruppen die entsprechende Ladung, die hier natürlich einer tatsächlich auftretenden Ladung entspricht. Geladene Atomgruppen Moleküle können durch Aufnahme oder Abgabe eines H + -Ions Ladungen erhal- ten (Säure-Basen-Reaktion). Es entstehen dadurch mehratomige Ionen, die man ebenfalls durch eine Strukturformel darstellen kann. Warum zwei Modelle? Eine Vielzahl von Molekülen lässt sich hybridisiert und/oder koordinativ dar- stellen. Es ergeben sich mehrere Varianten der Lewis-Darstellung, die alle einen kleinen „Schönheitsfehler" aufweisen. Entweder wird die Oktettregel überschrit- ten, oder man muss Formalladungen zu Hilfe nehmen (Abb. 42–3). Bei geladenen Atomgruppen, wie zB dem Sulfation, ist die koordinative Bin- dung zu bevorzugen. Hier sind die vier Sauerstoff-Atome gleichartig gebunden und die zwei negativen Ladungen verteilen sich gleichmäßig auf die Sauerstoff- Atome. Dies entspricht den experimentellen Beobachtungen. Beim hybridisier- ten Atom hat man unterschiedlich gebundene Sauerstoff-Atome (vergleiche Abb. 42–3). Bei einigen wenigen Molekülen „funktioniert“ nur ein Modell: Nur koordinativ: zB HNO 3 , O 3 , CO Nur hybridisiert: zB SF 6 In diesem Buch wird (trotz einiger Nachteile) das Hybridisierungsmodell bevor- zugt. Delokalisierte Elektronen Nachteile: Formalladungen, Verletzung der Oktettregel 2+ + S O 3+ Vorteil: keine Formalladungen Nachteil: Verletzung der Oktettregel Nachteile: Formalladungen, Verletzung der Oktettregel Vorteil: Einhaltung der Oktettregel Nachteil: Formalladungen O O S O O O S O O O S O O O S O O O Koordinative Bindung PLUS Abb. 042–1: Ausbildung einer koordinativen Bindung I H H H H N H H H N H Abb. 042–2: Ausbildung einer koordinativen Bindung II Cl Cl Cl Al Al Cl Cl Cl Cl Cl Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv