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Atombindung

Intro

Die Atombindung (auch kovalente Bindung, Elektronenpaarbindung, homöopolare Bindung oder unpolare Bindung) ist eine Form der chemischen Bindungen und ist als solche für den festen Zusammenhalt von Atomen in vielen chemischen Verbindungen verantwortlich. Atombindungen bilden sich besonders zwischen den Atomen von Nichtmetallen aus. Zwischen Nichtmetallen und Metallen wirken hingegen ionische und zwischen Metallen metallische Bindungen.

Bei Atombindungen spielt die Wechselwirkung der Außenelektronen (Valenzelektronen) der Elektronenhüllen der beteidigten Atome die tragende Rolle. Die Atome bilden zwischen sich mindestens ein Elektronenpaar aus. Dieses Elektronenpaar hält zwei Atome zusammen, ist also bindend und wird bindendes Elektronenpaar genannt. Neben einem bindenen Elektronenpaar (Einfachbindung) können auch zwei (Doppelbindung) oder drei (Dreifachbindung) Elektronenpaare wirken. Eine Atombindung hat eine bestimmte Wirkungsrichtung, ist also eine gerichtete Bindung und bestimmt damit die geometrische Struktur einer Verbindung. Die Festigkeit einer Bindung wird durch die Bindungsenergie beschrieben. Das Knüpfen oder Trennen einer Atombindung wird chemische Reaktion genannt.

Aus Erfahrung ist bekannt, dass sich Verbindungen (Moleküle) nicht in einer beliebigen Kombinationen von Atomen bzw. Elementen bilden. Die Elektronenhüllen müssen sich dazu eignen, miteinander Bindungen zu bilden. Eine genauere Beschreibung der Elektronenhüllen ist jedoch nur mit sehr komplizierten mathematischen Methoden möglich (siehe Molekülorbital). Ein wichtiges und starkes Hilfsmittel für das Verständnis von Bindungsverhältnissen ist die weniger komplizierte Edelgasregel. Sie erlaubt die grafische Darstellung von vielen chemischen Verbindungen als Valenzstrichformeln, in denen bindende Elektronenpaare als Striche zwischen den Kennbuchstaben der Elemente stehen.

Edelgasregel

Nach Lewis (1916) sind die Atome bestrebt, durch chemische Bindung die im Periodensystem nächst gelegene Edelgaskonfiguration zu erreichen (Edelgasregel). 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. Während das Gas Helium aus Atomen besteht, liegt das Gas Wasserstoff als H₂-Moleküle vor, die durch eine Atombindung (H−H) zusammengehalten werden.

In vielen Fällen erreichen Atome in Verbindungen eine Valenzschale mit vier Elektronenpaaren, haben also ein Elektronenoktett und erfüllen die so genannte Oktettregel. Die Oktettregel gilt für die meisten Verbindungen der Elemente der zweiten Periode, also C, N, O, F. Die Verbindungen erreichen die Edelgaskonfiguration von Neon.

Grenzen der Edelgasregel

Unter Nichtmetallen findet man Verbindungen, die das Oktett (formal) überschreiten. Dazu zählen Fluoride, die Verbindungen mit Elementen der 5., 6. und 7. Hauptgruppe eingehen. Umgekehrt sind es die elektropositiven (elektronenarmen) Übergangsmetalle, die häufig Elektronenmangelverbindungen bilden. Typische Beispiele hierfür sind die Borwasserstoffe (siehe Diboran, Borane). Die Oktett-Überschreitung und die Oktett-Unterschreitung sind in vielen Fällen durch die Formulierung von Mehrzentrenbindungen erklärbar. Auch Wasserstoff bildet Verbindungen, in denen mehr als die geforderten zwei Elektronen ein H-Atom umgeben, beispielsweise das Hydrogendifluorid-Ion [HF₂]⁻ und einige andere Spezies mit starken Wasserstoffbrückenbindungen.

Bindende Elektronenpaare

Beispiele von Elektronenformeln
Einfachbindung
$\mathrm {\vert {\overline {\underline {Cl}}}\cdot \ +\ \cdot {\overline {\underline {Cl}}}\vert \rightarrow \vert {\overline {\underline {Cl}}}-{\overline {\underline {Cl}}}\vert }$ Chlor (Cl₂)
$\mathrm {4\ H\cdot \ +\ _{\cdot }^{\cdot }C_{\cdot }^{\cdot }\rightarrow }$ Methan (CH₄)
Doppelbindung
Datei:Sauerstoff.jpg Sauerstoff (O₂)
Kohlenstoffdioxid (CO₂)
Dreifachbindung
Datei:Stickstoff.jpg Stickstoff (N₂)
Formalladung
$\mathrm {^{-}\vert C\equiv O\vert ^{+}}$ Kohlenstoffmonoxid (CO)

Durch Atombindungen (kovalente Bindungen) existieren molekulare Stoffe, wie Sauerstoff (O₂) oder Kohlenstoffdioxid (CO₂), aber auch Stoffe wie Diamant (C_Diamant) oder Siliciumdioxid (SiO₂) , die keine Moleküle, sondern Atomgitter bilden. Komplexe Ionen, also Moleküle, die elektrische Ladungen tragen, werden durch Atombindungen zusammengehalten. Diese Ionen bilden zwar Salze durch ionische Bindungen, die Atome der komplexen Ionen, wie Ammonium (NH₄⁺) oder Sulfat (SO₄^2-) werden durch kovalente Bindungen zusammengehalten.

In einer Elektronenformel lassen sich alle Valenzelektronen von Nichtmetallatomen bildlich darstellen. Nach einer häufig gültigen Regel werden die Elektronen auf möglichst vier unterschiedliche Positionen um das Atomsymbol verteilt und als Punkte gezeichnet. Wenn mehr als vier Valenzelektronen vorliegen, werden an Stelle eines Punktes ein Elektronenpaare als Striche dargestellt. Ein solcher Strich stellt ein einsames Elektronenpaar (auch: freies Elektronenpaar, nichtbindendes Elektronenpaar) dar. Diese Elektronenformeln der Atome lassen sich zu Molekülen vieler bekannter chemischen Verbindungen kombinieren, bzw. den molekularen Aufbau einer Verbindung vorhersagen, wenn die beteidigten Atome der Verbindung bekannt sind. Um zu einer Valenzstrichformel eines Moleküls zu gelangen, werden einsame Elektronen (Punkte) zu bindene Elektronenpaare (Striche) kombiniert und so eine Atombindung dargestellt. Dabei sind auch Doppelbindungen und Dreifachbindungen zwischen zwei Atomen möglich.

Die formale Zuordnung von bindenen und nichtbindenen Elektronenpaaren zur Darstellung einer chemischen Verbindung führt gelegentlich zu einer so genannten Formalladung. Sie ist die Differenz zwischen der positiven Kernladung und den diesem Atom zugeteilten Elektronen und wird als hochgestelltes + bzw. - angegeben. Formalladungen liegen z.B. bei Kohlenstoffmonoxid vor.

Koordinationszahl (bad link)
Bindigkeit , gerichtete Bindung,

Polarität von Atombindungen

Hauptartikel: Polare Atombindung

Die elektronenanziehende Kräfte (Elektronegativität, En) sind Maß für die Fähigkeit eines Atoms in einer chemischen Bindung die Bindungselektronen an sich zu ziehen. Die Elektronegativität von Bindungspartnern ist nur bei Elementmolekülen exakt gleich und nur hier liegen ideale Atombindungen vor. Diese Bindungen werden unpolar oder auch homöopolar genannt.

Unterscheiden sich die Bindungspartner in ihrer Elektronegativität, liegen dagegen polare oder auch heteropolar genannte Atombindungen vor. Die bindenen Elektronen sind mehr oder weniger ungleichmäßig zwischen den Bindungspartnern verteilt. Ihr Schwerpunkt ist in Richtung des elektronegativeren Partners verschoben. Das Atom mit der größeren Elektronegativität zieht die Bindungselektronen näher zu sich heran. Dadurch erhält dieser Bindungspartner eine negative Partialladung, die durch δ⁻ symbolisiert wird. Die Elektronenhülle des Atoms am andere Ende der Bindung verarmt entsprechend an negativer Ladungsdichte und das Atom erhält eine positive Partialladung (δ⁺). Man nennt solche Atombindungen polare Bindungen, da Pole mit unterschiedlichen Teilladungen entstehen.

Polare Bindungen können dazu führen, dass das gesamtes Molekül polar ist: das Molekül besitzt ein Dipolmoment und es liegt ein Dipol-Molekül vor. Ob ein Molekül ein (messbares) Dipolmoment besitzt, hängt aber nicht nur von der Polarität der Bindungen, sondern auch vom Molekülbau ab. Die Dipolmomente verschiedener Bindungen im Molekül addieren sich Richtungsabhängig (Vektoriell) und können sich daher gegenseitig aufheben.

Kohlendioxid (CO₂)	Fluorwasserstoff (HF)	Wasser (H₂O)
$\mathrm {_{\diagdown }^{\diagup }O^{\delta -}=\ C^{\delta +}=\ O_{\diagup }^{\diagdown \delta -}}$	$\mathrm {^{\delta +}\vert H-{\overline {\underline {F}}}\vert ^{\delta -}}$	$\mathrm {H^{\delta +}-\ {\overline {\underline {O}}}^{\delta -}-\ H^{\delta +}}$

Kohlendioxid hat ein Gesamtdipolmoment von Null, da die Bindungsdipole entgegengesetzt ausgerichtet sind und sich gegenseitig aufheben. Wasser hat ein größeres Gesamtdipolmoment als Fluorwasserstoff, obwohl aufgrund der größeren Elektronegativität-Differenz die Polarität der O–H-Bindung kleiner als das der H–F-Bindung ist. Die Ursache liegt darin, dass bei der Addition der O–H-Bindungsdipole wegen des Bindungswinkels von ca. 105° ein größerer Dipolmoment entsteht.

Bei sehr polare Atombindungen können Bindungselektronen weitgehend einem Bindungspartner zuordnen kann. Es liegt der Grenzfall zu ionischen Bindungen vor und in manchen Fällen ist es sinnvoll, die Verbindung als ionisch zu beschreiben.

Bindende Elektronenpaare aus einsames Elektronenpaaren

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

Beispiele

Wasserstoffbrückenbindungen im Wasser	Koordinativen Bindung im Ammonium-Kation	Koordinativen Bindung im Diammin-Silber-I-Komplex
	Datei:Ammonium.jpg	Datei:AgNH3.jpg

Geometrie

Räumliche Ausrichtung

Drei miteinander verbundenen Atomen in einem Atomgitter, Molekül oder Komplex stehen in einem bestimmten Bindungswinkel zueinander. Die Kenntniss über Bindungswinkel erlauben die Aufstellung der Strukturformel einer Verbindung. Aus Kenntnis über bindende und nichtbindende Elektronenpaare in einer Verbindung lassen sich Bindungswinkel mit Hilfe des Elektronenwolkenmodells abschätzen. Die Bindungswinkel ergeben sich aus einer Anordnung der Elektronenwolken in einem möglichst großem Abstand zueinander. Eine Elektronenwolke kann aus einem einzelnen Elektron (bei Radikalen), einem nichtbindenden Elektronenpaar, Einfachbindungen bestehen. Für eine einfache Schätzung können Zweifach-und Dreifachbindungen gedanklich als eine einzige Wolke aufgefasst werden.

Beispiele	Blausäure (HCN)	Kohlensäure (H₂CO₃)	Wasser (H₂O)	Ammoniak (NH₃)	Methan (CH₄)
Abbildung	Datei:HCN.jpg	Datei:H2CO3.jpg
Anzahl der Kugelwolken	2	3	4	4	4
Abschätzung	linear (180°)	trigonal planar (120°)	tetraedrisch (109°)	tetraedrisch (109°)	tetraedrisch (109°)
tatsächlicher Bindungswinkel	180°	120°	104°	107°	109°

Zwischen einer Abschätzung eines Bindungswinkel mit Hilfe des Elektronenwolkenmodells und realen Molekülen können recht kräftige Abweichungen auftreten. Der tatsächliche Bindungswinkel im Wassermolekül beträgt nicht 109° sondern 104° auf Grund der geringeren abstoßenden Wirkung der nichtbindenden Elektronenpaare auf die bindenden.

Bindungslänge

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

C–C	C=C	$\mathrm {C{\overline {\ldots }}C}$	C≡C	N–N	N=N	N≡N
154 pm	134 pm	139 pm	120 pm	146 pm	125 pm	110 pm

Die Atomabstände in Molekülen und Komplexen mit kovalenter Bindung können experimentell durch Analyse der Rotationsspektren ermittelt werden. Die Bindungslänge hängen von der Größe der gebundenen Atome ab. Je größer ihr Radius, desto größer ist ihr Abstand.

Bei Bindungen zwischen gleichartigen Atomen ist ihr Abstand auch von der Zahl der bindenden Elektronenpaare abhängt: Je mehr bindende Elektronenpaare wirken, desto größer ist ihre Anziehung auf die Atomkerne und desto kürzer ist der Bindungsabstand.

Geometrie von Mehrfachbindungen

Geometrie

Butan

2-Buten

Einfachbindungen bestimmen zwar die Bindungswinkel zwischen Atomen, sind jedoch in sich selbst drehbar. Ein Molekül wie Butan kann leicht in sich drehen und liegt daher in verschiedenen Konformationen vor. Alle Konformationen beschreiben die gleiche Verbindung. Mehrfachbindungen lassen sich hingegen nicht in sich drehen. Bedeutung haben hier die Doppelbindung besonders in organische Verbindungen. Kohlenwasserstoffe wie 2-Buten existieren als zwei unterschiedliche chemische Verbindungen, nämlich cis-2- und trans-2-Buten. Die Starrheit der Doppelbindungen führt allgemein zu der so genannten cis-trans-Isomerie.

Konjugierte Doppelbindungen und aromatische Verbindungen

Treten in einem Molekül abwechselnd Doppel- und Einfachbindungen auf, sind die Atomabständen der Einfachbindung kürzer (fester), als bei Einfachbindungen ohne Doppelbindungen in der Nachbarschaft. Auf die Mehrfachbindungen hingegen wirkt sich dies hingegen verlängernd aus. Dieses Phänomen wird Konjugation genannt und lässt sich mit den hier beschriebenen, einfachen Bindungsmodellen kaum erklären.

Ein besonderer Fall liegt bei der Aromatizität vor: Hier liegen nur formal Abfolgen von Doppel- und Einfachbindungen vor, die Atomabstände sind jedoch alle gleich kurz. Eine einfache aromatische Verbindung ist das ringförmige Molekül Benzol (C₆H₆). Valenzstrichformeln dieser Verbindung führen zu zwei möglichen Darstellungen, die in der Abbildung als mesomere Grenzstrukturen bezeichnet werden. Beide Valenzstrichformeln führen zu der richtigen Vermutung, das Benzol ein ebenes (planares) Molekül ist, da die Geometrie eine trigonal planaren Ausrichtungen fordert. Jede C-C-Bindung kann als Doppel- oder Einfachbindung dargestellt werden. In Realität liegen die Doppelbindungen an keinen festen Orten vor, sondern sie sind über den ganzen Ring verteilt (delokalisiert). Alle aromatischen Verbindungen, also Verbindungen mit delokalisierten Doppelbindungen, müssen die so genannte Hückel-Regel erfüllen, die quantenmechanisch begründet ist.

Benzol (C₆H₆)
mesomere Grenzstrukturen	delokalisierte Doppelbindungen	übliche Darstellung von delokalisierte Doppelbindungen

Datei:PeptidBindung.jpg

Mesomere Grenzstrukturen ... So ist der C-N-C-Bindungswinkel der Peptidbindung nicht 109°, wie er sich aus Grenzstruktur 1 ergeben würde, sondern 122°, wie er sich eher aus Grenzstruktur 2 ergibt. Der C-C-N-Bindungswinkel beträgt 116°.

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.

Bindungsenergie

Verbindung	Bindungslänge in pm	Bindungsenthalpie in kJ/mol
F–F	142	159
Cl–Cl	199	242
Br–Br	228	193
I–I	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

Die Bindungsenergie der Atombindung (intramolekulare Bindungskräfte) 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:

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

Sigma-, Pi- und Delta-Bindung

Sigma-, Pi- und Delta-Bindungen (σ-, π- und δ-Bindungen) sind Begriffe aus der Molekülorbitaltheorie, die kovalente Bindungen bzw. die entsprechenden Molekülorbitale nach ihrer (lokalen) Symmetrie unterscheiden.

Durch Kombination von σ-, π- und δ-Bindungen entstehen Mehrfachbindungen. So ist die Dreifachbindung im N₂-Molekül zusammengesetzt aus einer σ-Bindung und zwei äquivalenten π-Bindungen zusammen.