3.3 Stöchiometrie 

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3.4  Kovalente Bindung

Bindungen von Nichtmetallen untereinander bezeichnet man als kovalente Bindung oder Atombindung.

Nichtmetalle weisen gegenüber Metallen höhere Ionisierungspotentiale (+DE) und höhere Elektronenaffinität  abs. (-DE) auf. Sie sind bestrebt, ihre Elektronen zu behalten oder Elektronen aufzunehmen.
Nichtmetalle geben die Elektronen selten unter Kationenbildung ab.
Sie teilen sie sich mit dem Bindungspartner. Je ein Valenzelektron des einen und des andern Atoms bilden ein gemeinsames Orbital, das beide Atome umfasst.
Atomorbitale zweier Atome überlappen und bilden ein gemeinsames Molekülorbital (MO). Nach dem Pauli-Prinzip darf auch dieses MO nur 2 Elektronen enthalten, die sich in ihrem Spin unterscheiden müssen: s = ± 1/2.

Beispiel: Wasserstoff H Wasserstoffmolekül H - H:

Hydrogenfluorid H - F (vereinfacht):

(verzerrte kovalente Bindung, polarisierte Atombindung)

dagegen: als Ionenbindung: NaÅ Cl- :

3.4.1  Valenzschreibweise der Atome und Moleküle

Nur die Valenzelektronen beeinflussen die chemische Bindung.

Die Valenzschreibweise nach Lewis berücksichtigt neben den Elementsymbolen die Anzahl und Paarung der Valenzelektronen in Atomen und Bindungen - Valenzbindung - .

Ein Punkt am Elementsymbol entspricht einem Elektron, ein Strich einem Elektronenpaar, zwei gepaarten Elektronen. Ein Strich zwischen zwei Elementsymbolen zeigt an, dass die Elemente unter Orbitalüberlappung eine kovalente Bindung bilden. Zwei und drei Striche zwischen zwei Atomen zeigen die Überlappung von jeweils zwei bzw. drei Orbitalen (Doppel- und Dreifachbindung).

Beispiele für die Atomvalenzschreibweise:

                            

Bei den Übergangsmetallen lässt man die d-Orbitale so weit fort als sie nicht zur Bindung herangezogen werden. Hier ist das Kästchenschema der Valenzelektronen übersichtlicher.

Aufstellen der Valenzstrukturen der Moleküle:

  1. Anzahl der Valenzelektronen im Molekül ist die Summe der   Atom-Valenzelektronen.
  2. Ladungen des Moleküls als Kation oder Anion treten auch in  der Valenzschreibweise auf.
  3. Partialladungen im Molekül sind auf +1 und -1 zu beschränken.
  4. Auftretende Partialladungen werden durch mesomere Strukturen  delokalisiert (Grenzstrukturen).
  5. Die Oktettregel ist zu beachten.

Bis auf wenige Ausnahmen sind die Atome mit 8 Valenzelektronen umgeben (Oktettregel). Atome ab der 3. Periode können von der s2p6 - Elektronenkonfiguration abweichen, da sie das energetisch günstig liegende 3d- (bzw. nd-) Orbital zur Bindung mit heranziehen. Das führt zu 10-Elektronen- (Dezett-) und 12-Elektronen- (Dodezett-) Valenzen.

Valenzschreibweise von Molekülen (Lewis-Strukturen)

Beispiele:

 Fluor             Hydrogenfluorid         Dihydrogensulfid

Schwefel S8                 Tetrachlorkohlenstoff

Mesomere Valenzstrukturen

Die starre Valenzschreibweise hat ihre Grenzen bei Molekülen, deren Elektronen nicht dem einen oder anderen Bindungspartner zugeschlagen werden können. Hier werden mesomere Grenzstrukturen formuliert.

Ozon

  Kohlenstoffdioxid

    Kohlenstoffmonoxid

    Distickstoffoxid (Lachgas)


Schwefelsäure

  Beispielaufgaben  

      

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    3.4.2 Elektronegativität 

© Prof. Dr. M. Häberlein in FH Frankfurt a. M., Fachbereich 2: Informatik und Ingenieurwissenschaften