Atombindung und Lewis-Formeln
Die Atombindung als gemeinsames Elektronenpaar: wie man sie beschreibt, wann sie entsteht und wie man an Lewis-Formeln Bindigkeit, Formalladung und freie Elektronenpaare abliest.
Das Wichtigste in Kürze
- Die Atombindung (Elektronenpaarbindung) entsteht, wenn zwei Atome gemeinsame Elektronenpaare bilden; die Lewis-Formel zeigt bindende und freie Paare.
- Die Atombindung beruht auf Orbitalüberlappung, ist gerichtet und stark; die Ionenbindung wirkt dagegen ungerichtet über ein elektrostatisches Feld.
- Homolyse liefert zwei Radikale, Heterolyse ein Kation und ein Anion.
- Die Bindigkeit ist die Zahl der Elektronenpaarbindungen eines Atoms: N in \(\ce{NH4+}\) ist vierbindig, O in \(\ce{H3O+}\) dreibindig; in der 2. Periode maximal 4.
- \(\ce{HCl}\), \(\ce{NH3}\) und \(\ce{H2O}\) enthalten polare Atombindungen, keine Ionenbindungen.
- \(\ce{PCl5}\) hat freie Paare an Cl, Triphenylphosphan eines am P; Biphenyl und Tetramethylsilan haben keine.
Worum es geht
Die Atombindung hält die Atome in nahezu allen Arzneistoffmolekülen zusammen, von Wasser bis Paracetamol. Wer sie versteht und Lewis-Formeln sicher liest, bestimmt Bindigkeiten, Ladungen und freie Elektronenpaare. Darauf bauen Molekülgeometrie und Reaktivität auf.
Elektronenpaarbindung
Bei der Elektronenpaarbindung (Atombindung, kovalente Bindung) teilen sich zwei Atome ein oder mehrere Elektronenpaare. Jedes Atom zählt die gemeinsamen Elektronen zu seiner eigenen Schale. So erreichen Nichtmetalle ein Oktett, wie es die Oktettregel beschreibt.
Die Lewis-Formel zeigt nur die Valenzelektronen. Ein Strich zwischen zwei Atomen steht für ein bindendes Paar. Ein Strich am Atom steht für ein freies Paar. Ob ein Atom formal geladen ist, verrät die Formalladung.
\[\mathrm{FL} = N_\mathrm{VE} - N_\mathrm{nb} - \tfrac{1}{2}N_\mathrm{b}\]
\(N_\mathrm{VE}\): Valenzelektronen des freien Atoms, \(N_\mathrm{nb}\): nichtbindende Elektronen am Atom, \(N_\mathrm{b}\): Elektronen in seinen Bindungen.
Im \(\ce{NH4+}\) hat N fünf Valenzelektronen, kein freies Paar und acht Bindungselektronen: \(5 - 0 - 4 = +1\). Im \(\ce{H3O+}\) ergibt sich für O ebenfalls \(+1\). Im CO trägt C die Formalladung \(-1\), O die Formalladung \(+1\).
Ab der 3. Periode zeigen Lewis-Formeln oft mehr als acht Elektronen am Zentralatom. Diese Hypervalenz findet man etwa bei \(\ce{PCl5}\) mit zehn und \(\ce{SF6}\) mit zwölf Elektronen. Wie man das bindungstheoretisch deutet, zeigt die Einheit zur Hybridisierung.
Bei der koordinativen Bindung stellt ein Partner beide Elektronen. Er ist der Donator, der andere der Akzeptor:
\[\ce{NH3 + H+ -> NH4+}\]
Ist die Bindung geknüpft, unterscheidet sie sich nicht mehr von den übrigen drei N–H-Bindungen. Ihre Rolle in Metallkomplexen behandelt Aufbau von Komplexverbindungen.
Wesen der Atombindung
Quantenmechanisch beschreibt man die Atombindung als Überlappung von Atomorbitalen. Die Elektronendichte konzentriert sich zwischen den Kernen. Weil Orbitale eine feste räumliche Ausrichtung haben, ist die Atombindung gerichtet. Daraus folgen feste Bindungswinkel und definierte Molekülgestalten. Das gilt ebenso für die koordinative Bindung.
Die Ionenbindung beruht dagegen auf dem elektrostatischen Feld der Ionen. Dieses wirkt gleichmäßig in alle Richtungen und ist deshalb ungerichtet. Die Atombindung ist zudem stark. Die Cl–Cl-Bindung braucht rund 240 kJ/mol zur Spaltung.
Im festen Chlor verknüpft die Atombindung nur die beiden Atome im \(\ce{Cl2}\)-Molekül. Die Moleküle im Kristall halten lediglich schwache Dispersionskräfte zusammen. Mehr dazu unter Molekülgitter.
Eine Atombindung lässt sich auf zwei Wegen spalten. Bei der homolytischen Spaltung erhält jedes Atom ein Elektron, es entstehen zwei Radikale. Bei der heterolytischen Spaltung nimmt der elektronegativere Partner das ganze Paar mit, es entstehen Kation und Anion:
\[\ce{Cl-Cl -> 2 Cl^.}\]
\[\ce{R3C-Br -> R3C+ + Br-}\]
Elektronegativität und Bindungstyp
Atombindungen bilden sich bevorzugt zwischen Elementen ähnlicher Elektronegativität, also bei kleineren EN-Differenzen als Ionenbindungen. Null ist die Differenz nur bei identischen Partnern wie in \(\ce{H2}\) oder \(\ce{Br2}\). Dort liegt eine unpolare Atombindung vor. Auch verschiedene Elemente mit fast gleicher EN binden kovalent, etwa P (2,19) und H (2,20) im Phosphan.
Kovalente Verbindungen
Überwiegend kovalent gebaut sind organische Stoffe wie Aceton und Chlorbenzol, aber auch viele anorganische: \(\ce{NH3}\), \(\ce{H2O}\), \(\ce{CCl4}\), \(\ce{P4O10}\), \(\ce{SiBr4}\), \(\ce{SO2Cl2}\), \(\ce{PCl5}\), \(\ce{SF6}\) und \(\ce{B2H6}\). Selbst Metallhalogenide wie \(\ce{HgCl2}\) und \(\ce{SnCl4}\) gehören dazu. Bei unterschiedlicher EN wird die Bindung polar, bleibt aber kovalent. \(\ce{HCl}\) besitzt daher eine polare Atombindung, keine Ionenbindung. Dasselbe gilt für die Bindungen in \(\ce{NH3}\) und \(\ce{H2O}\). Die besondere Bindung im Diboran erklärt die Einheit zur Dreizentrenbindung.
Bindigkeit
Die Bindigkeit eines Atoms ist die Zahl seiner Elektronenpaarbindungen zu Nachbaratomen. Eine Doppelbindung zählt also zweifach. Man zählt einfach die Bindungsstriche am Atom in der Lewis-Formel.
Die Bindigkeit sagt nichts über Energie oder Stärke einer Bindung. Sie ist auch nicht die Zahl der Bindungselektronen, die doppelt so groß wäre. Ebenso wenig gibt sie die Zahl der Bindungspartner an. Den Mehrfachbindungsanteil einer einzelnen Bindung beschreibt die Bindungsordnung.
| Teilchen | Atom | Bindigkeit | Grund |
|---|---|---|---|
| \(\ce{NH4+}\) | N | 4 | vier N–H |
| \(\ce{H3O+}\) | O | 3 | drei O–H |
| \(\ce{H3PO4}\) | P | 5 | P=O und drei P–OH |
| \(\ce{SO2}\) | S | 4 | O=S=O |
| \(\ce{SiO2}\) | Si | 4 | Netz aus Si–O–Si |
| NO | N | 2 | N=O |
Elemente der 2. Periode haben höchstens die Bindigkeit 4. Sie verfügen nur über ein s- und drei p-Orbitale.
Die Bindigkeit wird im Examen gerne gefragt: N in \(\ce{NH4+}\) ist vierbindig, O in \(\ce{H3O+}\) dreibindig. Achte darauf, Bindungen zu zählen statt Elektronen oder Partner und Doppelbindungen doppelt zu rechnen.
Nichtbindende Elektronenpaare
Nichtbindende Elektronenpaare (freie Elektronenpaare) gehören nur einem Atom. Man findet sie, indem man von den Valenzelektronen die Bindungselektronen des Atoms abzieht. Im \(\ce{PCl5}\) nutzt P alle fünf Valenzelektronen für Bindungen. Jedes Chloratom trägt aber drei freie Paare. Im Triphenylphosphan \(\ce{P(C6H5)3}\) bindet P nur dreimal und behält ein freies Paar.
Biphenyl besteht nur aus C und H, alle Valenzelektronen stecken in Bindungen. Auch im Tetramethylsilan \(\ce{Si(CH3)4}\) ist Si vierbindig ohne freies Paar.
Freie Paare tragen in neutralen Molekülen typischerweise N, O, P, S und die Halogene. C, Si und H in neutralen Verbindungen tragen keine.
Quiz
Aussage 1
Das Stickstoffatom im Ammonium-Ion \(\ce{NH4+}\) ist vierbindig.
N bildet im \(\ce{NH4+}\) vier Elektronenpaarbindungen zu H-Atomen.
Aussage 2
Im Oxonium-Ion \(\ce{H3O+}\) ist das Sauerstoffatom zweibindig.
O bildet drei O–H-Bindungen und ist damit dreibindig; zusätzlich trägt es ein freies Paar.
Aussage 3
Die Atombindung beruht wie die Ionenbindung auf einem in alle Richtungen wirkenden elektrostatischen Feld.
Die Atombindung beruht auf Orbitalüberlappung und ist gerichtet; nur die Ionenbindung wirkt ungerichtet über ein elektrostatisches Feld.
Aussage 4
Tetramethylsilan besitzt keine nichtbindenden Elektronenpaare.
Si ist vierbindig und nutzt alle Valenzelektronen, C und H tragen ebenfalls keine freien Paare.
Aussage 5
Im festen Chlor halten Atombindungen die \(\ce{Cl2}\)-Moleküle im Kristall zusammen.
Die Atombindung verknüpft nur die Atome innerhalb eines \(\ce{Cl2}\)-Moleküls; zwischen den Molekülen wirken schwache Dispersionskräfte.
Aussage 6
Bei der homolytischen Spaltung einer Atombindung entstehen zwei Radikale.
Jeder Partner erhält ein Elektron des Bindungspaars, etwa zwei Chlorradikale aus \(\ce{Cl2}\).
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