Atombindung

Die Atombindung (auch Elektronenpaarbindung oder kovalente Bindung, seltener Molekülverbindung) ist eine chemische Bindung und als solche bei chemischen Stoffen für den festen Zusammenhalt von Atomen verantwortlich. Durch die Atombindung entstehen entweder Moleküle (Beispiel: Kohlenstoffdioxid CO₂), Komplexe oder Atomgitter (Beispiel: Siliziumdioxid SiO₂), die nach außen hin neutral sind.

Atombindungen bilden sich vor allem zwischen den Atomen der Nichtmetall-Elemente (Elemente mit hoher Elektronegativität) aus, sie sind aber auch in Komplexen zu finden.

Ist die Elektronegativität von zwei Bindungspartnern gleich, wie es bei Elementmolekülen stets der Fall ist, entsteht eine unpolare, auch homopolar genannte, Atombindung. Unterscheiden sich die Bindungspartner in ihrer Elektronegativität, kann eine polare Atombindung entstehen. Ausnahmen bilden symmetrische Moleküle wie CO₂

Charakteristische Eigenschaften von Molekülen mit Atombindung:

Niedriger Schmelz- und Siedepunkt
Nichtleiter
Gemeinsam genutzte Elektronenpaare

Donator-Akzeptor-Prinzip

Nach Walter Kossel (1915) und Gilbert Newton Lewis (1916) sind die Elementatome bestrebt, durch chemische Bindung die im Periodensystem nächst gelegene Edelgas-Konfiguration zu erreichen, indem sie die entsprechende Zahl an Elektronen abgeben (Metalle), aufnehmen (Nichtmetalle) oder miteinander teilen. In vielen Fällen erreichen die Atome so ein Elektronenoktett, das ist eine Valenzschale mit vier Elektronenpaaren, also mit acht Elektronen. Die Oktettregel gilt meistens für die Elemente der zweiten Periode, die Alkalimetalle und die Erdalkalimetalle, und in vielen Fällen für die Halogene.

Da für Wasserstoff das nächstgelegene Edelgas das Helium ist, dieses aber als einziges Edelgas nur 2 Elektronen hat, ist für den Wasserstoff schon mit zwei Elektronen die Edelgasregel erfüllt, hier als Zwei-Elektronen-Regel.

Da nun Nichtmetall-Atome nur Elektronenakzeptoren sind, schließen sie sich bevorzugt so zusammen, dass sich ihre Valenzelektronen gegenseitig zu einem Oktett ergänzen (Ausnahme Wasserstoff: für ihn genügt ein Duplett):

Bindende Elektronenpaare aus einsamen Valenzelektronen

Beispiel: formale Bindungsbildung bei Chlorwasserstoff

H \cdot + \cdot \overline{\underline{Cl|}} \rightarrow H- \overline{\underline{Cl|}}

Ein Nichtmetallatom kann so viele bindende Elektronenpaarungen ausbilden, wie es einsame Valenzelektronen hat. Dabei sind auch Doppelbindungen und Dreifachbindungen möglich.

Beispiele:

Sauerstoff	Kohlenstoffdioxid	Stickstoff
Sauerstoff.jpg	CO2.jpg	Stickstoff.jpg

Bindende Elektronenpaare aus nichtbindenden Valenzelektronenpaaren

Diese Art der Ausbildung kovalenter Bindungen tritt bei den Wasserstoffbrückenbindungen und bei der koordinativen Bindung in Komplexverbindungen auf.

Beispiele:

Wasserstoffbrückenbindungen im Wasser	Bildung der koordinativen Bindung im Ammonium-Kation	Bildung der koordinativen Bindung im Diammin-Silber-I-Komplex
WasserHBrück.jpg	Ammonium.jpg	AgNH3.jpg

Elektrostatische Anziehung

Jodmolekül.jpg Die Entstehung der elektrostatischen Anziehung in der Atombindung lässt sich mit Hilfe des Atommodells von Ernest Rutherford veranschaulichen: Bei weit voneinander entfernten Atomen überwiegt die Anziehungskraft zwischen den Kernen und den Elektronenhüllen des jeweils anderen Bindungspartners. In sehr großer Nähe überwiegen die Abstoßungskräfte zwischen den Hüllen und Kernen. Abstoßung und Anziehung sind bei einem bestimmten Abstand der Bindungspartner voneinander im Gleichgewicht. Dieser Abstand ist kleiner als die Summe der Radien der beiden Atome. Das bedeutet, dass sich die Elektronenhüllen gegenseitig teilweise durchdringen müssen. Diese erhöhte negative Ladungsdichte zwischen den beiden Atomkernen zieht diese jeweils an. (Beispiel: der Atomradius des Jodatoms beträgt 2,15 · 10^-10 m, der Abstand der beiden Atom-Mittelpunkte im Jodmolekül I₂ beträgt nur 2,66 · 10^-10 m.

Geometrie

Räumliche Ausrichtung

Die Atombindung in Atomgittern, Molekülen oder Komplexen weist so in definierte Raumrichtungen, die in der räumlichen Struktur der Atomorbitale begründet sind. Bei Teilchen, die mehr als zwei Bindungspartner aufweisen, lassen sich damit spezifische Bindungswinkel nachweisen. Aus der Kenntnis der Anzahl der bindenden und nichtbindenden Elektronenpaare lassen sich diese Bindungswinkel mit Hilfe des (didaktischen) Elektronenwolkenmodells ermitteln:

Eine Elektronenwolke kann einzelne Elektronen (bei Radikalen), nichtbindende Elektronenpaare, Einfach-, Zweifach- oder Dreifachbindungen enthalten. Die Bindungswinkel ergeben sich aus der Anordnung dieser Kugelwolken mit möglichst großem Abstand voneinander:

Beispiel	Blausäure HCN	Kohlensäure H₂CO₃	Ammoniak NH₃
Anzahl der Kugelwolken	2	3	4
Bindungswinkel	180°	120°	109°(Tetraederwinkel)
Abbildung	HCN.jpg	H2CO3.jpg	NH3.jpg

Die Bindungswinkel sind idealisierte Werte. In realen Molekülen können starke Abweichungen auftreten: Beispiele: PeptidBindung.jpg

Der tatsächliche Bindungswinkel im Wassermolekül beträgt nicht 109° sondern 104° auf Grund der abstoßenden Wirkung der nichtbindenden Elektronenpaare auf die bindenden. Siehe dazu chemische Struktur.
Liegt in einem Molekül Delokalisation der π-Elektronen vor, entspricht der Bindungswinkel nicht den Werten, die sich aus den mesomeren Grenzstrukturen ermitteln lassen. So ist der CNC-Bindungswinkel der Peptidbindung nicht 109°, wie er sich aus Grenzstruktur 1 ergeben würde, sondern 122°, wie er sich eher aus Grenzstruktur 2 ergibt. Der CCN-Bindungswinkel beträgt 116°.

Bindungslänge

Die Atomabstände in Molekülen und Komplexen mit kovalenter Bindung können durch Analyse der Rotationsspektren ermittelt werden. Hier hängt die Bindungslänge zunächst von der Größe der gebundenen Atom ab: Je größer ihr Radius, desto größer ist ihr Abstand. Beispiel: Vergleich der Halogen-Wasserstoff-Verbindungen

H-F	H-Cl	H-Br	H-I
92 pm	128 pm	141 pm	160 pm

Bei Bindungen zwischen gleichartigen Atomen lässt sich erkennen, dass ihr Abstand auch von der Zahl der bindenden Elektronenpaare abhängt: Je mehr bindende Elektronenpaare vorhanden sind, desto größer ist ihre Anziehung auf die Atomkerne, desto kürzer ist der Bindungsabstand.

C-C	C=C	C≡C
154 pm	134 pm	120 pm
N-N	N=N	N≡N
146 pm	125 pm	110 pm

Eine Delokalisation wirkt sich bei Mehrfachbindungen verlängernd auf den Atomabstand aus, da dadurch die negative Ladung zwischen den Bindungspartnern verringert wird. Einfachbindungen werden durch Delokalisation verkürzt.

Beispiele:

Der Kohlenstoff-Stickstoff-Abstand in der Peptidbindung (siehe Abbildung oben) liegt mit 133 pm zwischen einer C-N-Einfachbindung mit 147 pm und einer C=N-Doppelbindung mit 130 pm. Durch Vergleich der gemessenen Bindungslängen mit den auf Grund der mesomeren Grenzstrukturen theoretisch erwarteten Bindungslängen lässt sich der Grad der Delokalisation abschätzen.
Im Graphit beträgt der C-C-Abstand innerhalb einer Schicht des Schichtengitters 142 pm und liegt damit zwischen einer Einfach- und einer Doppelbindung. (Zwischen den Schichten beträgt der Abstand 335 pm. Dies deutet auf eine schwache Wechselwirkung hin.)

Bindungsenergie

intramolekulare Bindungskräfte

Die Bindungsenthalpie der Atombindung ist durch die Enthalpieänderung bei der Dissoziation von Molekülen in ihre Atome in der Gasphase definiert. Sie hängt, wie die Bindungslänge (siehe oben), sowohl von der Größe der gebundenen Atome als auch von der Zahl der bindenden Elektronenpaare ab: Je größer der Radius der Bindungspartner, desto größer ist ihr Abstand und desto kleiner ist die Bindungsenergie. Bei Bindungen zwischen gleichartigen Atomen lässt sich erkennen, dass ihr Abstand auch von der Zahl der bindenden Elektronenpaare abhängt:

Beispiel:

Bindungsinkrement	Bindungslänge in pm	Bindungsenthalpie in kJ pro mol
F-F	142	159
Cl-Cl	199	242
Br-Br	228	193
J-J	267	151
C-H	108	413
C-F	138	489
C-Cl	177	339
C-Br	228	285
C-C	154	348
C=C	134	614
C≡C	120	839

Für delokalisierte Atombindungen gilt entsprechend, dass sie energieärmer als eine Mehrfachbindung, aber energiereicher als eine Einfachbindung sind. So beträgt die (CC)-Bindungsenthalpie im Benzol oder anderen Aromaten 147 kJ/mol, ein Wert genau zwischen (C-C) und (C=C)-Bindung.

Molekülorbitale

Kompliziertere, wellenmechanische Vorstellungen vom Atombau erklären die Atombindung dadurch, dass sich Atome mit einfach besetzten Orbitalen einander nähern und durch Überlappung der unvollständig besetzten Atomorbitale ein vollständig besetztes Molekülorbital bilden. Das bindende Molekülorbital (sozusagen der Raum der größten Aufenthaltswahrscheinlichkeit des gemeinsamen Elektronenpaars) besitzt dabei ein niedrigeres Energieniveau als die beiden Atomorbitale vor der Knüpfung der Atombindung. Näheres dazu siehe bei Molekülorbital.

Polare Atombindung

Hauptartikel: Polare Atombindung

Unterscheiden sich die Bindungspartner in der Elektronegativität, ist die Elektronendichte im Molekülorbital nicht gleichmäßig verteilt. Ihr Schwerpunkt ist in Richtung des elektronegativeren Partners verschoben, da das Atom mit der größeren Elektronegativität die Elektronen näher zu sich heran zieht. Dadurch erhält dieser Bereich der Bindung eine negative Partialladung, durch δ^- symbolisiert. Das andere Ende der Bindung verarmt entsprechend an negativer Ladungsdichte, es erhält eine positive Partialladung, δ⁺.

Beispiel: H-O-Bindung Elektronegativitäten (EN): EN(H) = 2,20, EN(O) = 3,44. Damit liegt der negative Ladungsschwerpunkt näher beim Sauerstoff:

δ⁺		δ^-
H	-	O

Man nennt solche Atombindungen polare Bindungen, da Pole mit unterschiedlichen Teilladungen entstehen.

Ab einer Elektronegativitäts-Differenz von ~1.7 spricht man wieder von Ionenbindung, da eine Elektronenabgabe stattfindet.

Polare Bindungen können dazu führen, dass ein gesamtes Molekül polar ist: Es wird Dipol-Molekül genannt. Die Polarität des Moleküls hängt nicht nur von der Polarität der Bindungen sondern auch vom Molekülbau ab.

Siehe auch

Chemische Bindung

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Donator-Akzeptor-Prinzip

Bindende Elektronenpaare aus einsamen Valenzelektronen

Bindende Elektronenpaare aus nichtbindenden Valenzelektronenpaaren

Elektrostatische Anziehung

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Bindungsenergie

Molekülorbitale

Polare Atombindung

Siehe auch