Chemie · Chemische Bindung

Atombindung

Wie sich Nichtmetallatome Elektronenpaare teilen: Lewis-Formeln, Mehrfachbindungen, Polarität, Hybridisierung und Molekülgeometrie. Dazu ein kurzer Überblick über die Kräfte zwischen Molekülen.

Erklärtext

Polarstern

In einer Atombindung (kovalenten Bindung) teilen sich Nichtmetallatome Elektronenpaare. Die Bindung ist gerichtet, darum haben Moleküle eine feste Form.

Elektronenpaare teilen

Jedes Atom will ein Oktett (Wasserstoff: zwei Elektronen). So entstehen Moleküle. → Ausführlich in: Schalen

Im H₂ überlappen die beiden 1s-Orbitale. Zwischen den Kernen entsteht eine Zone hoher Elektronendichte, die beide Kerne anzieht und ihre Abstoßung überwiegt. Das Molekülorbital-Modell nennt sie das bindende Orbital. Das antibindende ist energiereicher und hat zwischen den Kernen kaum Elektronendichte.

Übungsfragen

Elementar liegen H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, Br₂ und I₂ als zweiatomige Moleküle vor. Teilchen mit mindestens einem ungepaarten Elektron heißen Radikale.

Lewis-Formel aufstellen

In der Valenzstrichformel (Lewis-Formel) steht jeder Strich für ein Elektronenpaar: zwischen zwei Atomen bindend, an einem Atom frei. Einzelne, ungepaarte Elektronen zeichnest du als Punkte. Beispiel NH₃:

Zählen. Valenzelektronen addieren: N hat 5, drei H je 1, zusammen 8.
Gerüst. N in die Mitte, ein Strich pro Bindung. Drei N–H verbrauchen 6 Elektronen.
Auffüllen. Die übrigen 2 Elektronen sind ein freies Paar am N. Jetzt hat N ein Oktett, jedes H zwei Elektronen.
Prüfen. Fehlt ein Oktett, werden freie Paare zu Mehrfachbindungen: O₂ hat 12 Elektronen und braucht eine Doppelbindung.

Bei der koordinativen Bindung stammt das Paar von einem Partner. Der Donator liefert ein freies Paar, der Akzeptor ein leeres Orbital: NH₃ + H⁺ → NH₄⁺. In Komplexen heißt der Akzeptor Zentralion, die Donatoren Liganden.

Polare Bindung und Dipol

ΔEN	Bindung	Beispiel
unter ca. 0,4	unpolar	H–H, C–H
ca. 0,4 bis 1,7	polar	O–H
über ca. 1,7	Ionenbindung	Na–Cl

Bei einer polaren Bindung zieht der Partner mit der höheren Elektronegativität (EN) das Paar näher heran. Er trägt die Partialladung δ–, der andere δ+. → Ausführlich in: Periodensystem (Ordnungsprinzip, Gruppen, Perioden)

Ob das ganze Molekül ein Dipol ist, hängt von der Form ab. Bei Symmetrie heben sich die Teilladungen auf: CO₂ (linear) und CCl₄ (Tetraeder) sind unpolar. H₂O (gewinkelt) und NH₃ sind Dipole.

Molekülgeometrie

Das VSEPR-Modell leitet die Form aus der Abstoßung der Elektronenpaare am Zentralatom ab: Die Paare gehen sich möglichst weit aus dem Weg. Freie Paare drücken stärker und machen die Winkel kleiner; eine Mehrfachbindung zählt als eine Richtung, darum ist CO₂ linear.

Molekül	Freie Paare	Winkel, Form
CH₄	0	109,5°, Tetraeder
NH₃	1	ca. 107°, Pyramide
H₂O	2	104,5°, gewinkelt

Mehrfachbindungen und Bindungsstärke

Ein Nichtmetall bildet 8 – N Bindungen (N = Valenzelektronen, ab 4. Hauptgruppe): C vier, N drei, O zwei, Halogene eine.

Reicht das für das Oktett nicht, entstehen Mehrfachbindungen, in O₂ doppelt, in N₂ dreifach.

Bindung	Länge	Enthalpie
C–C	154 pm	ca. 350 kJ/mol
C=C	134 pm	ca. 610 kJ/mol
C≡C	120 pm	ca. 840 kJ/mol

Mehr gemeinsame Paare heißt kürzer und stärker. Die Länge sinkt auch mit kleinerem Atomradius. Die Stärke misst die Bindungsenthalpie, die Energie zum Spalten der Bindung.

Hybridisierung

Kurz checken: Warum bindet Kohlenstoff vierfach und gleichwertig?Antwort

Ein 2s-Elektron rückt in ein 2p-Orbital (Promotion). Dann mischen sich s und drei p zu vier gleichen sp³-Hybridorbitalen, die tetraedrisch zeigen.

Hybrid	Winkel	Beispiel
sp³	109,5°	Methan, tetraedrisch
sp²	120°	Ethen, eben
sp	180°	Ethin, linear

σ-Bindung: frontale Überlappung auf der Kernachse, immer die erste Bindung zwischen zwei Atomen.
π-Bindung: seitliche Überlappung von p-Orbitalen, schwächer. Sie verhindert die freie Drehbarkeit.
Doppelbindung = 1 σ + 1 π, Dreifachbindung = 1 σ + 2 π.

Moleküle, Gitter und Kräfte dazwischen

Stoffe aus kleinen Molekülen schmelzen und sieden meist niedrig, weil zwischen den Molekülen nur schwache Kräfte wirken. Anders die Atomgitter: ein einziges Riesenmolekül aus Atombindungen. Diamant hat lokalisierte Bindungen, ist extrem hart, schmilzt erst bei rund 3500 °C und leitet keinen Strom.

Auch Quarz (SiO₂) ist so gebaut. Graphit leitet entlang seiner Schichten, weil dort delokalisierte π-Elektronen beweglich sind.

Zwischen den Molekülen wirken schwächere zwischenmolekulare Kräfte als die Atombindung im Molekül:

Kraft	Wo?	Stärke
Van-der-Waals	alle Moleküle	schwächste, wächst mit Molekülgröße
Dipol-Dipol	polare Moleküle	mittel
Wasserstoffbrücke	H an N, O oder F	stärkste

Eine Wasserstoffbrücke ist viel schwächer als eine Atombindung, aber stärker als die anderen zwischenmolekularen Kräfte. Je stärker die Kräfte, desto höher der Siedepunkt. → Ausführlich in: Sauerstoff Wasser

MedAT-Fallen

Polare Bindung heißt nicht polares Molekül. CO₂ hat polare Bindungen und ist unpolar.
Kovalent heißt nicht niedriger Schmelzpunkt. Atomgitter wie Diamant schmelzen sehr hoch.
Wasserstoffbrücken sind keine kovalenten Bindungen.

Beschriftbare Abbildung

Valenzstrichformel von Ammoniak: Punkte und Striche

Symbole

Deine AufgabeVergleiche Punkt- und Strichschreibweise des Ammoniaks: Wo sitzen die drei bindenden Paare und wo bleibt das freie Elektronenpaar?

Tippe auf eine Beschriftung in der Abbildung, um ihre Erklärung zu lesen.

Beide Schreibweisen zeigen dasselbe Ammoniakmolekül NH₃. In der Punktschreibweise stammen fünf Valenzelektronen vom Stickstoff (gefüllte Punkte) und je eines von den drei Wasserstoffatomen (Ringe): drei bindende Paare zwischen N und H und ein freies Elektronenpaar am N – zusammen acht Elektronen um N (Oktett), zwei um jedes H. In der Valenzstrichformel steht jeder Strich für ein Elektronenpaar. Die flache Anordnung ist nur Schreibweise; räumlich ist Ammoniak eine trigonale Pyramide (siehe VSEPR).