EL-MO Elemente und Moleküle, Schulbuch

Molekülorbitale – Lewis-Schreibweise – Summenformel – Strukturformel 2.2 Das Atombindungsmodell 33 33 KM-5: Modellbildung und Strukturen Abb. 033–3: Bindende und nichtbindende EP Abb. 033–5: Summen- und Strukturformel Vom Atomorbital zum Molekülorbital Bei der Atombindung nähern sich die Kerne zweier Nichtmetall-Atome. Die An- näherung erfolgt nur bis zu einem bestimmten Abstand, der für diese beiden Atome eine Energieminimierung darstellt (Abb. 33–2). Den Abstand der Kerne bezeichnet man als Bindungslänge. Zwei angenäherte Kerne stellen für die Elek- tronen ein neues System dar. Man benötigt nun eine neue räumliche Verteilung der Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen und damit neue "Aufenthalts- räume", die man zum Unterschied von Atomorbitalen (AO) als Molekülorbitale (MO) bezeichnet. Vereinfacht kann man sagen, dass MOs durch Durchdringung (= Überlappung) zweier AOs entstehen. Auch in einem Molekülorbital können nur maximal zwei Elektronen vorhanden sein. Durch die Lewis-Schreibweise zur Strukturformel Für eine einfache Darstellung von Molekülen eignet sich die Lewis-Schreibweise am besten. Punkte symbolisieren einfach besetzte und Striche doppelt besetzte AOs oder MOs. Wasserstoff besitzt 1 Elektron. Durch Überlappung der Orbitale zweier Was- serstoff-Atome kommt es zur Ausbildung eines Elektronenpaares, das jetzt im Einflussbereich beider Kerne liegt. Dieses Elektronenpaar bezeichnet man als bindendes Elektronenpaar . Eine Überlappung der Orbitale ist auch bei ungleichartigen Atomen möglich. So kann das einfach besetzte Orbital des Chlor-Atoms mit dem Wasserstoff- orbital ein bindendes Elektronenpaar bilden. Die 3 Elektronenpaare des Chlors, die nicht an der Bindung beteiligt sind, bezeichnet man als nicht bindende oder auch freie Elektronenpaare (Abb. 33–3). 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. Atome können auch durch 2 oder 3 bindende Elektronenpaare miteinander ver- knüpft werden. Man spricht dann von Doppel- bzw. Dreifachbindung (Abb. 33–4). Moleküle – Summen- und Strukturformel Durch die Atombindung entstehen in den meisten Fällen abgeschlossene Teil- chenverbände, die man als Moleküle bezeichnet. Die oben angeführte Schreib- weise für Moleküle nennt man Strukturformel , weil hier die Struktur des Mo- leküls – dh. die Anordnung der Atome und Elektronenpaare innerhalb des Moleküls – angegeben wird. Die dargestellten Elektronen in der Strukturformel entsprechen der Summe der Valenzelektronen. In vielen Fällen genügt aber die Angabe einer Summenformel . (Abb. 33–5). Grenzen des Modells In all diesen Fällen wird die Edelgasregel erfüllt. An die Grenzen dieser einfa- chen Betrachtungsweise stößt man allerdings beim Kohlenstoff. Nach der Außenelektronenverteilung 2s 2 2p 2 würde man eine nicht der Edelgas- regel entsprechende Verbindung CH 2 erwarten. Kohlenstoff geht aber immer 4 Bindungen ein. Man benötigt daher eine Modellerweiterung. B H C N O F Ne Si P S Cl Ar Br Kr H H O NH H H 1 O-Atom 2 H-Atome 1 N-Atom 3 H-Atome H 2 O NH 3 „1“ wird nicht angeschrieben „1“ wird nicht angeschrieben Abb. 033–2: Die Bildung von Molekülorbitalen Abstoßung der beiden Kerne Anziehung des Elektrons 1 durch Kern 2 und umgekehrt a b Summe a + b ENERGIEMINIMUM Energie Abstand der beiden Kerne Abb. 033–4: Einfach besetzte AOs verbinden sich zu doppelt besetzten MOs H H bindendes Elektronenpaar nicht bindende Elektronenpaare H H H bindendes Elektronenpaar H H Cl H Cl Abb. 033–1: Nichtmetall-Atome mit Lewis-Schreibweise Das Atombindungsmodell beschreibt die Bindung zwischen Nichtmetallatomen , die die Tendenz haben Elektronen aufzuneh- men. Dies erreichen sie durch die Ausbildung gemeinsamer Elektronenpaare. Obwohl die Zahl der nichtmetallischen Elemente gering ist (PSE-Ausschnitt Abb. 33–1), zeigt dieses Bindungsmodell die größte Vielfalt. Dreifachbindung Doppelbindung • • • C • • • O • • O N N O C O H • O • • • H H H O ••• ••• N N Einfachbindung Nur zu Prüfzwecken – Eigentum d s Verlags öbv