Lernmaterialien für Chemische Bindungen an der Universität Graz

Die Atombindung wird hauptsächlich zwischen Elementen mit ähnlicher Elektronegativität ausgebildet. Im Gegensatz zur Ionenbindung werden die Atome unter einem ganz bestimmten Bindungswinkel und Abstand miteinander verbunden. Sie ist somit eine gerichtete Bindung.

In kovalenten Bindungen teilen sich die Bindungspartner Valenzelektronen, um eine stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen.

Es war bereits bekannt, dass die Elektronenkonfiguration der Edelgase, deren äußerste Elektronenschale mit allen 8 Elektronen besetzt ist, sehr stabil und energiearm ist und somit immer angestrebt wird. Nach der Theorie von Lewis können alle Elemente diesen Zustand erreichen, indem sie die Elektronen der äußeren, nicht vollständig besetzten Schale gemeinsam nützen. Aus dem Elektronenpaar, welches somit zwei Atomen gemeinsam gehört, ergibt sich die kovalente Bindung, auch Elektronenpaarbindung oder Atombindung genannt.

Ausgenommen von Wasserstoff, welches maximal zwei Elektronen aufnehmen kann und somit die Konfiguration von Helium (1𝑠2) anstrebt, wollen alle anderen Atome 8 Außenelektronen, ein Oktett (𝑛𝑠2𝑛𝑝6) (Oktettregel), erreichen.
Wie viele Bindungen ein Atom eingehen kann, ist immer von der Anzahl seiner Valenzelektronen und der Oktettregel abhängig.

Durch Einsetzen eines Bindestriches (Valenzstrich) für das gemeinsame, bindende Elektronenpaar zwischen den Atomen, kann das Molekül formelmäßig dargestellt werden. Elektronenpaare, welche nicht der Bindung zwischen den Atomen dienen, bezeichnet man als freie Elektronenpaare.
Atome können auch über mehr als ein Elektronenpaar miteinander verbunden sein, man spricht dann von Doppel- bzw. Dreifachbindungen.

Je nach räumlicher Anordnung unterscheidet man cis- oder trans-konfigurierte Doppelbindungen: SIEHE IPAD

Kann ein Molekül nur durch mehrere Lewis-Formeln korrekt dargestellt werden, da die wahre Elektronenverteilung zwischen den einzelnen Darstellungen liegt, spricht man von Mesomerie. Sie wird durch einen Resonanzpfeil (Doppelpfeil) gekennzeichnet.
Die einzelnen Formeln nennt man mesomere Grenzstrukturen. Entscheidend ist, dass es sich dabei nicht um eine Hin- und Rückreaktion handelt, sondern die tatsächliche Form des Moleküls nur durch eine Überlagerung aller mesomeren Grenzstrukturen vermittelt wird.

Der Vorgang der Hybridisierung ist ein rein mathematisches Verfahren zur erleichterten Darstellung und besitzt keine physikalische Realität.
Die Elektronenkonfiguration von Kohlenstoff im Grundzustand 1𝑠2 2𝑠2 2𝑝2 bedeutet, dass die einfach besetzten 𝑝-Orbitale zur Überlappung mit einem Wasserstoff zur Verfügung stehen. Allerdings würde das bei einem CH4-Molekül zu einem Bindungswinkel von 90° führen, da die beiden 2𝑝- Orbitale senkrecht angeordnet sind. Der wahre Bindungswinkel liegt aber bei 109°. Erst in diesem Winkel ist die Wechselwirkung zwischen den H-Atomen am geringsten, somit energieärmer und erstrebenswert.

Damit das Kohlenstoffatom vier Bindungen ausbilden kann, muss es energetisch angeregt (Valenz- zustand) werden, indem ein Elektron aus dem 2𝑠-Orbital in das höher liegende, leere 2𝑝-Orbital angehoben wird. Die dafür nötige Energie (Promotionsenergie) kommt aus der Molekülbildung.
Es entstehen aus dem 2𝑠- und den drei 2𝑝-Orbitalen vier neue, äquivalente 𝑠𝑝3-hybridisierte Orbitale, welche nach den Ecken eines Tetraeders ausgerichtet sind.

Die Winkel betragen jeweils 109,5°.

Bei Überlappung eines 1𝑠-Orbitals (Wasserstoff) mit einem 𝑠𝑝3-Hybridorbital kommt es zur 𝑠- 𝑠𝑝3-𝜎 (sigma)- Bindung. Die daraus resultierende Form des Methanmoleküls stimmt nun auch mit den experimentellen Daten überein.

Alkanen. Es kommt zu einer 𝑠𝑝3-𝑠𝑝3-𝜎-Bindung. Diese Bindung ist freidrehbar, die C-C -Bindungen bilden immer einen Tetraederwinkel von 109,5°.

Elektronenpaare, die nicht an der Bindung teilnehmen, werden freie Elektronenpaare genannt.

Neben der 𝑠𝑝3 -Hybridisierung gibt es auch Hybridisierungen, bei denen nur Teile der Orbitale beteiligt sind. Bei der 𝑠𝑝2-Hybridisierung sind ein 𝑠- und nur zwei 𝑝-Orbitalen beteiligt, die dann drei gleichwertige 𝑠𝑝2-Hybridorbitale ausbilden, welche in einer Ebene mit einem Winkel von je 120° dazwischenliegen. Das dritte nicht an der Hybridisierung beteiligte 𝑝-Orbital steht senkrecht dazu (in der folgenden Abb. das 𝑝𝑧-Orbital).

Es steht somit neben den drei 𝑠𝑝2-hybridisierten Orbitalen auch ein 𝑝𝑧-Orbital zur Bindung zur Ver- fügung. Kommt es zur 𝑠𝑝2- 𝑠𝑝2-𝜎-Bindung und einer 𝑝-𝑝-𝜋-Bindung zwischen zwei Kohlenstoff- atomen, spricht man von einer Doppelbindung.

Im Gegensatz zur 𝜎-Bindung, welche auf Grund der rotationssymmetrischen Überlappung frei drehbar ist, besitzt die 𝜋-Bindung eine Knotenebene und die 𝜋-Elektronenwolke verteilt sich ober- und unterhalb der Bindungsachse, wodurch dieser Bindungstyp nicht mehr frei drehbar ist. Die Geometrie einer Doppelbindung ist planar trigonal.

Sind die Kohlenstoffatome nur 𝑠𝑝-hybridisiert, stehen sogar zwei freie 𝑝𝑧-Orbitale zur Überlappung zur Verfügung. Zwischen den beiden 𝑠𝑝-Hybridorbitalen liegt ein Winkel von 180° vor, die beiden nicht hybridisierten 𝑝-Orbitale stehen flächensymmetrisch mit 90° zu einander.
Bei der ebenfalls nicht frei drehbaren Dreifachbindung kommt es folglich zu einer 𝑠𝑝-𝑠𝑝-𝜎-Bindung und zwei 𝑝-𝑝-𝜋-Bindungen. Die Geometrie ist linear.

Fast alle Elemente kommen in der Natur in Form chemischer Verbindungen vor. Nur wenige, wie die Edelgase und Gold, liegen ungebunden vor.
Um die chemisch-physikalischen Eigenschaften von Verbindungen verstehen zu können, bedarf es der Untersuchung der jeweiligen Bindung, da deren Art erst Auskunft über die Struktur und damit auch über die Eigenschaften eines Stoffes ermöglicht.

Die verschiedenen Bindungsarten sind:

• 􏰀  Ionenbindung

• 􏰀  Atombindung (polar/unpolar)

• 􏰀  Metallbindung

• 􏰀  Bindung in Komplexen

• 􏰀  Intermolekulare Wechselwirkungen (Wasserstoffbrückenbindung/Van-der-Waals-Kräfte)