Atombindung
Die Atombindung (auch Elektronenpaarbindung, kovalente Bindung, homöopolare Bindung oder unpolare Bindung genannt) sorgt in der Chemie dafür, dass zwei oder mehr Atome eine feste Bindung miteinander eingehen. Das Grundprinzip der Atombindung beruht darauf, das die Bindungspartner sich gegenseitig Elektronen zur "Benutzung" zur Verfügung stellen, um so (im Idealfall) den Edelgaszustand zu erreichen. Im Gegensatz zur Ionenbindung tragen die atomaren Bindungspartner dabei keine elektrischen Ladungen, da jedes Atom seine Elektronen behält.Mit einer Atombindung (auch kovalente Bindung genannt) können Atome des gleichen chemischen Elements oder auch Atome verschiedener chemischer Elemente verknüpft werden. Dabei entsteht ein Molekül oder (seltener) ein Atomgitter.
Im Kugelwolkenmodell oder Orbitalmodell bilden die Bindungspartner gemeinsame Elektronenpaare aus, das heißt Paare von Elektronen, die den Elektronenhüllen beider an der Atombindung beteiligter Atome angehören. Daher bieten sich ungepaarte Elektronen zur Bildung gemeinsamer Elektronenpaare an.
Table of contents |
2 Wie wird der Edelgaszustand bei Atombindungen erreicht? 3 Beispiele 4 Polare Atombindung 5 Atombindung wellenmechanisch betrachtet |
Bei der Ionenbindung halten die geladenen Atome (Ionen: Kation + und Anion -) zusammen, weil unterschiedliche geladenen Teilchen sich gegenseitig anziehen.
Bei der Atombindung geben die Atome keine Elektronen ab, sind also nicht geladen. Stattdessen werden die gemeinsamen Elektronen von beiden Atomkernen angezogen, wodurch die Atome zusammenhalten. Zwar stoßen sich die beiden Kerne und auch die Elektronen ab. Die Abstoßung wird aber durch die zwischen den Atomen konzentrierten Elektronen teilweise abgeschirmt, so dass die anziehende Wechselwirkung zwischen Elektronen und Kernen überwiegt.
Nach dem vereinfachten Schalenmodell sind Atome bestrebt, ihre äußere Elektronen-Schale mit entweder 8 Elektronen oder gar keinen Elektronen zu füllen, um so eine besonders stabile Edelgaskonfiguration zu erhalten (Oktettregel).
-- Bild : HCl-Molekül mit einfachem Schalen-Modell --
Anstatt dass das Wasserstoff-Atom ein Elektron an das Chlor-Atom abgibt, überlappen die äußeren Elektronenschalen von beiden Atomen. So liegt das eine Elektron des Wasserstoff-Atoms (rot) auch auf der Schale des Chlor-Atoms, während ein Außen-Elektron des Chlor-Atoms (gelb) auch auf der Schale des Wasserstoff-Atoms liegt. So haben beide Atome auf der äußersten Schale gleich viele Elektronen wie das nächste oder vorherige Edelgas.
Zwei Chlor-Atome, die jeweils 7 Außenelektronen (also 3 Elektronenpaare und ein ungepaartes Elektron) in ihrer Atomschale besitzen, können beispielsweise ein Chlormolekül bilden. In diesem tun sich die zwei ungepaarten Elektronen zu einem gemeinsamen Elektronenpaar zusammen, so dass durch diesen "Trick" jedes einzelne Chloratom über die Atombindung zu einer Achterkonfiguration in der Außenschale kommt.
-- Bild : Cl2-Molekül mit einfachem Schalen-Modell --
Sauerstoff-Atome besitzen auf der äußersten Schale jeweils 6 Elektronen, weswegen von den 4 Elektronenwolken 2 vollbesetzt sind, während 2 Elektronen einzeln in ihren Elektronenwolken, also ungepaart vorliegen.
Durch Überlappung der zwei einfach besetzten Elektronenwolken erreichen beide ihren Edelgaszustand. Jede der 4 Elektronenwolken ist mit 2 Elektronen besetzt.
Diese vereinfachte Darstellung berücksichtigt nicht, dass die wirklichen Bindungsverhältnisse in Molekülen nur durch Berücksichtigung der Molekülorbitale (MO-Theorie) dargestellt werden können. In Wirklichkeit besitzt das O2-Molekül 3 bindende Elektronenpaare und 2 ungepaarte antibindende Elektronen (was einer Doppelbindung entspricht. Es ist daher ein Radikal und somit paramagnetisch
Wird das bindenden Elektronenpaar durch den einen Kern stärker angezogen, zum Beispiel wegen mehr Protonen, so ist dieses Elektronenpaar mehr zu diesem Kern hingezogen. Es entsteht ein Ungleichverteilung der Elektronen und so genannte Teilladungen ( bzw. ). Statt der Anzahl der Protonen muss tatsächlich die Elektronegativität betrachtet werden, um darüber zu entscheiden, welches Atom stärker an den Bindungselektronen zieht.
Man nennt solche Atombindungen polare Bindungen, da Pole mit unterschiedlichen Teilladungen entstehen.
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.
Siehe auch:
Wie halten Atombindungen?
Die gemeinsamen Elektronen werden von beiden Kernen angezogen (4 grüne Linien)
''während sich die Elektronen bzw. die Kerne abstoßen (nur 2 rote Linien) Wie wird der Edelgaszustand bei Atombindungen erreicht?
Beispiele
Atombindung beim Chlor-Molekül
-- Bild : Cl2-Molekül mit Kugelwolken-Modell --Elektronenpaarbindungen am Beispiel Sauerstoff
Zwei Sauerstoff-Atome mit jeweils 6 Elektronen auf der äußersten Schale.
Sauerstoff-Molekül O2 im Kugelwolkenmodell Polare Atombindung
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.
Atombindung wellenmechanisch betrachtet