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Die gemeinsame Nutzung von Außenelektronen ist das Prinzip der Atombindung. Durch hohe Elektronegativitätswerte herrscht die Tendenz vor Elektronen in der Hülle festzuhalten. Dadurch schließen sich die Atome zu selbständigen Atomverbänden zusammen.
3.2: Das Modell der bindenden Elektronenpaare
Die Edelgaskonfiguration mit acht Außenelektronen ist ein besonders stabiler Zustand. Da bei den typischen Nichtmetallatomen meist ein bis vier Elektronen zur Edelgaskonfiguration fehlen, wollen sie diese aufnehmen. Da bei den anderen Bindungspartnern die gleich Tendenz vorliegt, ist die gemeinsame Nutzung der vorhandenen Elektronen der beste Ausweg.
Beispiel: Chlor bildet in elementaren Zustand stets Cl2 Moleküle (siehe Bild 4)
Chlor als Element der siebenten Hauptgruppe hat im atomaren Zustand sieben Außenelektronen. Das heißt ein ungepaartes Außenelektron. Dieses verwenden sie nun als gemeinsames Elektronenpaar. Damit haben beide Chloratome eine Edelgaskonfiguration.
3.3: Das wellenmechanische Bindungsmodell
Die Wellenmechanik hat zur Deutung der Atommodelle verschiedene Modelle entwickelt.
Eins davon ist das VB-Modell (Valenzbindungsmodell) Dieses Modell geht von der Vorstellung aus, daß zwei Elektronen die ein Elektronenpaar bilden, die Elektronenbindung verursachen. Durch Überlagerung einfach besetzter Orbitale entsteht ein doppelt besetztes Orbital. Dieses Orbital ist dann der Aufenthaltsraum des bindenden Elektronenpaares.
Beispiel: Das Wasserstoffmolekül H2
Die Elektronenkonfiguration eines Wasserstoffatomes lautet:
H = 1s1
Ein Wasserstoffatom besitzt daher ein einfach besetztes S-Orbital. (siehe Bild 5)
Durch die Überlappungsflächen der Atomorbitale entsteht ein gemeinsames Elektronenpaar. Es gibt auch mehrere gemeinsame Elektronenpaare. In diesem Fall tritt eine Dreifachbindung auf:
N º N
3.4: Molekül- und Atomgitter
Im festen Zustand sind die Bausteine regelmäßig in einem Kristallgitter angeordnet. Auch Verbindungen, die Moleküle bilden sind kristallisiert. Da zwischen den Molekülen oft geringe Kräfte wirken, lassen sich solche Verbindungen bei relativ niedrigen Verbindungen schmelzen. Werden jedoch die Gitterpunkte von Atomen besetzt. So entsteht ein Atomgitter. Da zwischen Atomen meist starke Bindungen bestehen(Ausnahme: Edelgase) zeichnen sich diese Kristalle durch besondere Festigkeit aus. So besteht zum Beispiel das Atomgitter der Diamanten aus Kohlenstoffatomen. Stoffe mit Atomgittern haben sehr hohe Schmelzpunkte. Manche sind sogar unschmelzbar. Man nennt sie auch diamantartige Stoffe. Bei Atomgittern ist der Molekülbegriff nicht ausreichend. Chemische Elemente werden daher in Gleichungen nur als Einzelatome angeführt.
3.5: Die polarisierte Atombindung
Das Molekül H2O hat einen gewinkelten Bau. Das Molekül weist aber noch eine Eigenheit auf. Sauerstoff hat eine höhere Elektronegativität als Wasserstoff. Sauerstoff zieht daher die bindenden Elektronenpaare im Molekül etwas stärker an als der Wasserstoff. Am Sauerstoff tritt daher eine schwach negative Ladung (-d) auf. Am Wasserstoff eine schwach positive Ladung (+d). Das Wasser bildet daher ein Dipolmolekül. (siehe Bild 6)
Es gibtauch unpolare Atombindungen, dies kommt bei Bindungen vor bei denen die Electronegativität beider Bindungspartner gleich groß ist, das Moleköhl ist dann kein Dipol. Die Bindung ist nur dann gegeben, wenn zwei Nichtmetallatome desselben Elements miteinander verbunden sind (Cl2, O2).
3.6: Die koordinative Bindung
Durch die Überlagerung zweier einfach besetzter Orbitale kommt ein gemeinsames Elektronenpaar zustande. Es gibt aber auch zahlreiche Fälle wo ein Teilchen an ein anders Teilchen gebunden wird ohne ein eignes Elektron beizusteuern. Es wird von einem Elektronenpaar des Partners gebunden, daß noch nicht für die Bindung in Anspruch genommen worden ist. Ein solches Elektronenpaar nennt man ein freies Elektronenpaar.
Beispiel: Ein Wasserstoffmolekül hat zwei freie Elektronenpaare. An eines von ihnen kann ein freies Wasserstoffion gebunden werden. (siehe Bild 7)
3.7: Mesomerie
Eine koordinative Bindung findet man auch im Ozonmolekül. Versucht man den Bau des Moleküls darzustellen so kommt man auf zwei Möglichkeiten. (siehe Bild 8)
Beide der Formeln müßten eigentlich richtig sein, doch Untersuchungen ergaben, daß keine der beiden Formen stimmte.
Man kann diesem Molekül keine Doppelbindungen nachweisen, da diese kürzer sein müßte als eine Einfachbindung. Der wahre Bindungszustand ist also ein Mittelding. (siehe Bild 9)
Dies läßt sich nicht in einer Formel ausdrücken, deshalb werden für solche Fälle mögliche Grenzstrukturen angegeben. (siehe Bild 10)
In diesem System gibt es sogenannte delokalisierte Elektronen. Diese Erscheinung wird als Mesomerie bezeichnet. Die Existenz der delokalisierten Elektronen kann man durch folgende Formel ausdrücken.
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