Übung » HAM-Nat Chemie

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Atombindung (kovalente Bindung)

 

1.     Einleitung

2.     Einfache Bindung

3.     Das Prinzip der Atombindung

4.     Mehrfachbindungen

5.     Das VSEPR Modell

6.     Kontrollfragen

 

1. Einleitung

Die überwiegende Mehrheit der chemischen Verbindungen hat nicht die Eigenschaften eines ionischen Kristalls. Während ionische Substanzen aufgrund ihrer starken elektrostatischen Kräfte exakt strukturierte, kristalline Festkörper bilden, die einen hohen Schmelzpunkt aufweisen, können durch kovalente Bindungen Substanzen in Form von Gasen, Flüssigkeiten oder Festkörpern entstehen. Im Unterschied zu den ionischen Verbindungen weisen sie in der Regel einen viel niedrigeren Schmelzpunkt auf. Viele solcher Stoffe, wie etwa Benzin, verflüchtigen sich leicht, ebenso viele sind in ihrer festen Form formbar (z.B.: Kunststoffe).

  • Die Gemeinsamkeit dieser Verbindungen ist, dass sie aus Nichtmetallatomen bestehen, die untereinander Bindungen eingehen. Man spricht von kovalenten Bindungen (Atombindung). Die Verbindungen heißen Moleküle (und nur die!)

2. Einfache Bindung

Betrachten wir zur Erläuterung der Bindungsmechanismen das einfachste Beispiel einer kovalenten Verbindung, nämlich das Wasserstoffmolekül H2: Jedes einzelne Wasserstoffatom hat ein Elektron im 1s-Orbital welches symmetrisch um den Atomkern verteilt ist. Kommen sich die beiden Atome nahe genug, überlappen deren 1s-Orbitale und bilden in Folge zwischen den beiden Atomkernen eine Elektronenwolke hoher Ladungsdichte aus. Zwar stoßen sich die positiv geladenen Kerne untereinander ab, jedoch bewirkt die Elektronenwolke eine hohe negative Ladungsdichte im Zwischenbereich und zieht die Kerne zu sich an. Als Ergebnis sind die elektrostatischen Wechselwirkungen in Summe anziehend, so dass die Bindung bestehen bleibt.

Abb. 1: Eine Einfachbindung

Aus dem Themengebiet "Periodensystem" wissen wir bereits, dass die Nichtmetalle im Periodensystem auf der rechten Seite stehen. Das heißt auch, dass diese Elemente eine hohe (negative) Elektronegativität aufweisen. Anders gesagt, sie haben eine starke Neigung Elektronen anzuziehen.

Damit wirft sich die Frage auf, wie denn diese Elemente durch eine kovalente Bindung die Oktettregel erreichen wollen, wenn doch jedes der beiden Elemente dem anderen Elektronen entziehen will?

3. Valenzstrichformel

Um auf die richtige Spur zu kommen, betrachten wir erstmal die Ionenbindung. Da in diesem Fall eine Bindung zwischen Metall- und Nichtmetallatomen entsteht, sind die Unterschiede in den Elektronegativitäten der beiden Bindungspartner sehr groß. Auf der einen Seite werden die Elektronen entzogen, auf der anderen zugeführt. Durch Abgabe und Aufnahme von Elektronen bildet sich eine Ladungsseparation aus.

  • Bei der kovalenten Bindung hingegen tritt eine TEILUNG der Elektronen auf. Daher stehen die Bindungselektronen beiden Bindungsteilnehmern zu Verfügung und somit kann die Oktettregel erfüllt werden.

Die in der obigen Reaktionsgleichung angewendete Schreibweise wird Valenzstrichformel genannt. Die einzelnen Elektronen – die bindungsfähig sind – werden als Punkte dargestellt. Freie Elektronenpaare sind mit Strichen gekennzeichnet.

4. Mehrfachbindungen

Die Zahl der kovalenten Bindungen, an denen ein Atom in einem Molekül beteiligt ist, ergibt sich meistens aus der Zahl der Elektronen, die noch fehlen um den Zustand des nächsten Edelgases zu erreichen (Oktettregel). Da bei den Nichtmetallen die Zahl der Hauptgruppe N gleich der Anzahl an Valenzelektronen entspricht, kann zur Berechnung der Bindungen folgende Näherung verwendet werden:

Nkovalente Bindung = 8 - N

N… Anzahl der Valenzelektronen des Atoms []

Zwei Bindungspartner können demnach miteinander mehr als nur eine Bindung ausbilden. Man spricht dann von Mehrfachbindungen. Üblich sind außer Einfachbindungen, auch Doppel- und Dreifachbindungen, die aus jeweils 2 bzw. 3 Elektronenpaaren bestehen. Beispiele dafür sind das N2-Molekül, welches eine Dreifachbindung eingeht, oder auch das, aus einer Doppelbindung bestehende S2- Molekül.

Abb. 2:Dreifach- und Zweifachbindungen
  • es gilt außerdem, dass mit zunehmender Bindungsanzahl und abnehmendem Atomradius die Bindungslänge abnimmt.

Die nachfolgende Tabelle beschreibt dieses Phänomen.

H–F
H–Cl
H–Br
H–I

92 pm

128 pm

141 pm

160 pm

 

C–C
C=C
C≡C
N–N
N=N
N≡N

154 pm

134 pm

120 pm

146 pm

125 pm

110 pm

 

Wie man aus der obigen Tabelle entnehmen kann, gibt es nicht nur kovalente Bindungen zwischen Bindungspartnern des gleichen Elements (unpolare kovalente Bindung). H-Cl und H-F sind Beispiele für Verbindungen, die aus unterschiedlichen Elementen bestehen. In diesen Fällen haben wir es also mit kovalenten Bindungspartnern zu tun, welche nicht dieselben Elektronegativitäten aufweisen. Somit entstehen in solchen Molekülen Partialladungen, die eine Ladungsverschiebung zur Folge haben. Es entsteht eine polare kovalente Bindung, wobei die Polarität umso stärker ist, je größer der Unterschied (Δ) der Elektronegativitäten der Elemente ist. Das Molekül selbst ist dann ein Dipol (besteht aus einem positiven sowie negativen Pol mit der Partialladung δ+ (delta positiv) bzw. δ- (delta negativ)), wie die nachfolgende Abbildung zeigt.

Abb. 3: Erhöhung der Elektronennegativität führt zur Erhöhung der Elektronendichte

Um Lewis-Formeln auf die Oktettregel richtig abstimmen zu können, muss die Gesamtzahl der Valenzelektronen so auf bindende und einsame Elektronenpaare aufgeteilt werden, dass jedes Atom von acht Elektronen und jedes Wasserstoff-Atom von zwei Elektronen umgeben ist. Die Anzahl der Elektronen, die an Bindungen beteiligt ist (NBe), ergibt sich gemäß:

NBe = 2·(Anzahl d. H-Atome) + 8· (Anzahl d. übrigen Atome) – (Ges.zahl d. Valenzelektronen)
 

Die Stärke einer kovalenten Bindung wird durch die Bindungsenthalpie gemessen. Sie ist so groß wie die molare Enthalpieänderung beim Aufbrechen einer bestimmten kovalenten Bindung. Zum Bruch einer solchen Bindung wird der Umgebung Energie entzogen, darum trägt die Bindungsenthalpie einen positiven Wert.

  • Es gilt, dass umso mehr Energie zum Brechen einer Bindung benötigt wird, desto mehr Bindungen werden zwischen zwei Atomen ausgebildet.
ΔHEinfachbindung < ΔHDoppelbindung < ΔHDreifachbindung

5. Das VSEPR Modell

Die Eigenschaften vieler kovalenter Verbindungen – wie zum Beispiel der Aggregatzustand (Warum ist Wasser flüssig, aber Methan gasförmig, obwohl beide in etwa dasselbe Gewicht aufweisen?) – können auf die räumliche Struktur dieser Moleküle bezogen werden. Dieses Modell der räumlichen Struktur der Moleküle, das unter dem Namen VSEPR-Modell (Valence Shell Electron Pair Repulsion Model) bekannt ist, basiert – wie der Name schon sagt – auf der Abstoßung der Valenzelektronen untereinander. Dabei wird zwischen bindenden und nichtbindenden Elektronen unterschieden. Das Modell beruht vereinfacht gesagt auf drei Regeln. Deshalb ist es besonders einfach anzuwenden.

1. Regel
  • Alle Elektronen versuchen möglichst viel Platz für sich in Anspruch zu nehmen.
2. Regel
  • Nichtbindende Elektronen nehmen mehr Platz in Anspruch als bindende.
3. Regel
  • Im VSEPR sind Einfach- und Mehrfachbindungen gleichwertig. Sie werden nicht unterschieden.

Die nachfolgenden Abbildungen zeigen Beispiele solcher VSEPR Modelle.

Abb. 4: VSEPR Module

In der linken Abbildung ist das Methan (CH4) dargestellt. Die räumliche Struktur ist die eines Tetraeders mit einem Bindungswinkel von 109,5°. Dieser große Bindungsabstand resultiert aus den fehlenden nichtbindenden Elektronenpaaren (beim Kohlenstoff werden alle Elektronen für die Bindung gebraucht). Anders beim NH3 (mittlere Abbildung) welches wegen des erhöhten Platzbedarfs des freien, nichtbindenden Elektronenpaars (gelb dargestellt) einen Bindungswinkel von 107,8° benötigt. Das H2O-Molekül ist ein typisches Beispiel eines Moleküls, welches zwei nichtbindende Elektronenpaare aufweist. Der resultierende Bindungswinkel ist der kleinste der drei Darstellungen und beläuft sich auf 104,5°.

Kontrollfragen:

1

Was haben Atom- und Ionenbindung gemein?

  1. Sie sind typisch für Salze.
  2. Sie entstehen durch Teilung der Valenzelektronen.
  3. Sie entstehen durch elektrostatische Wechselwirkungen.
  4. Sie sind stärker als Wasserstoffbrückenbindungen.
  5. Die beteiligten Elemente streben die jeweilige Elektronenkonfiguration der Edelgase an.

Ionenbindungen sind Salze. Die Teilung der Valenzelektronen ist nur bei den kovalenten Bindungen der Fall. Ionenbindungen haben sehr starke elektrostatische Wechselwirkungen aufgrund der hohen Elektronegativitätsdifferenz ΔEN, aber auch kovalente Bindung weisen eine elektrostatische Wechselwirkungen auf obwohl die ΔEN geringer ist.

2

Kovalente Bindungen werden eingeteilt in:

  1. Ionische und polare Bindungen
  2. Apolare und polare Bindungen
  3. Apolare und ionische Bindungen
  4. Einfach- und Mehrfachbindungen
  5. Metallische und nichtmetallische Bindungen

Kovalente Bindungen sind immer zwischen zwei Nichtmetallen und werden dann als Moleküle bezeichnet. Die Elektronegativitätsdifferenz ΔEN von kovalenten Bindungen ist unterhalb von 1,7. Man unterscheidet von polaren kovalenten (ΔEN zwischen 0,3-1,7) und apolaren kovalenten Bindungen (ΔEN < 0,3).

3

Welche der folgenden Verbindungen bestehen aus Molekülen mit Atombindungen?

  1. Methan
  2. Bronze
  3. Chloroform
  4. Blausäure
  5. Salzsäure

Methan besteht aus Kohlenstoff und Wasserstoff, Chloroform  ist aus CHCl3, Blausäure aus HCN und Salzsäure aus HCl. Die Bindungen bestehen aus Nichtmetallatomen. Somit sind die Elektronegativitätsdifferenzen sehr gering und es handelt sich um kovalente Bindungen. Bronze ist auf keinen Fall eine kovalente Bindung da es sich um eine Legierunge mit Kupfer (also metallisch) handelt.

4

Durch welche Eigenschaften wird die Bindungslänge in kovalenten Bindungen beeinflusst?

  1. Bindungsanzahl
  2. Atomgewicht
  3. Atomradius der Bindungspartner
  4. Molekülradius
  5. Anzahl der Bindungspartner

Den Abstand der beiden Atomkerne bezeichnet man als Bindungslänge. Es gilt, dass mit zunehmender Bindungsanzahl zwischen den beiden Atomen (also ob es eine Einfach-, Zweifach- oder Dreifachbindung ist) und abnehmendem Atomradius der beiden Bindungspartner die Bindungslänge abnimmt.

5

Welche dieser kovalenten Verbindungen hat die größte C-C Bindungslänge?

Alkane bestehen nur aus Einfachbindungen. Alkene besitzen Zweifachbindungen und Alkine Dreifachbindungen. Es gilt je weniger Bindungen zwischen den beiden Kohlenstoffatomen sind, desto länger ist die Bindung. Da Alkane nur aus Einfachbindungen bestehen, besitzen sie die größte C-C Bindungslänge. Alkine besitzen aufgrund der Dreifachbindung die kürzeste Bindungslänge.

6

Welche der folgenden Verbindungen haben mindestens zwei freie (nichtbindende) Elektronenpaare?

  1. Ammoniak (NH3)
  2. Methan (CH4)
  3. Phosphorsäure (H3PO4)
  4. Wasser (H2O)
  5. Molekularer Sauerstoff (O2)

Als erstes muss man die Anzahl an Valenzelektronen berechnen. Folgend ein Bsp. anhand  H3PO4: Die Valenzelektronen sind von H=1, O=6, P=5 daraus folgt insg. 32, diese teilt man durch 2 (da jede Bindung 2 Elektronen hat) und erhält somit 16 Elektronenpaare. Nun ist es hilfreich sich die Valenzstrichformel aufzuzeichnen. Man sieht dass es 8 bindende und 8 nichtbindende Elektronenpaare gibt. Allgemein lässt sich sagen, dass Sauerstoff immer zwei freie Elektronenpaare aufweist, da es aufgrund seiner hohen Elektronegativität schon mit 2 Bindungspartnern die Oktettregel erfüllt. Ammoniak hat nur ein freies Elektronenpaar, und Kohlenstoff hat kein freies Elektronenpaar.

7

Welche dieser Aussagen werden im VSEPR-Modell berücksichtigt?

  1. Kovalente Bindungen sind ionischen Bindungen gleichgestellt.
  2. Im VSEPR-Modell müssen alle Elektronen aller beteiligten Atome einer Verbindung berücksichtigt werden.
  3. Freie, nichtbindende Elektronen benötigen im Raum mehr Platz als bindende Elektronen.
  4. Im Idealfall nehmen alle Protonen den größtmöglichen Abstand zueinander ein.
  5. Im VSEPR muss zwischen Einfach und Mehrfachbindungen unterschieden werden.

Das VSEPR-Modell berücksichtigt nur alle Valenzelektronen der beteiligten Atome. Alle Elektronen nehmen den größtmöglichen Abstand ein, wobei die bindenden Elektronen weniger Platz in Anspruch nehmen als die freien. Einfach- und Mehrfachbindungen sind gleichwertig.

8

Wie viele Bindungen kann ein Sauerstoffatom höchstens ausbilden (Nkovalente Bindungen)

Nkovalente Bindung= 8 minus die Anzahl der Valenzelektronen. Da die Anzahl der Valenzelektronen gleich der Hauptgruppennummer ist ergibt sich für Sauerstoff 8-6=2.