Ein neues Atommodell muss her

zurück

Das Kugelwolkenmodell

Atome bilden Moleküle

Elektronegativität 

weiter

Bildung von Molekülen nach dem Schalenmodell bzw. nach dem Kugelschalenmodell

am .

Alle Atome sind bestrebt, eine voll besetzte Schale zu bekommen, die sogenannte Edelgaskonfiguration. Alle Edelgase besitzen eine mit Elektronen voll besetzte äußerste Schale. Das ist offensichtlich ein sehr stabiler Zustand für Atome. Und genau hier liegt der Grund, warum und wie sich Atome miteinander binden. Alle Atome versuchen eine Edelgaskonfiguration zu erhalten. Prinzipiell gibt es für das Erlangen einer voll besetzten Schale verschiedene Möglichkeiten:

  1. Das Atom nimmt von einem anderen Atom Elektronen auf oder gibt welche ab. In beiden Fällen entstehen geladene Teilchen (Ionen), mit denen wir uns aber erst im Kapitel "Salze" beschäftigen werden.
  2. Außenelektronen werden von mehreren Atomen gemeinsam benutzt. Genau diesen Fall werden wir uns nun näher anschauen:


Wenn zwei Wasserstoff-Atome gemeinsam ihre Elektronen benutzen, stehen jedem Wasserstoff-Atom zwei Elektronen zur Verfügung. Mehr Elektronen könnte ein Wasserstoff-Atom auch nicht benutzen, da auf der ersten Schale, die "relativ" dicht am Kern ist, nur zwei Elektronen Platz finden.

 

Zwei einzelne Wasserstoff-Atome bilden ein Wasserstoff-Molekül:

Schalenmodell Kugelschalenmodell
2H kugelwolkenmodell-wasserstoffmolekuelH2

 

merke-klein

Elektronen, die gemeinsam benutzt werden, heißen Bindungselektronen. Diese Bindungselektronen bilden die Atombindung zwischen den Atomen. Andere Bezeichnungen für die Atombindung sind: Elektronenpaarbindung und kovalente Bindung.

lewisformel

Zwei einzelnde Sauerstoff-Atome bilden ein Sauerstoff-Molekül:

Schalenmodell Kugelschalenmodell
2O kugelwolkenmodell-sauerstoffmolekuelO2

Das Sauerstoff-Atom besitzt zwei Schalen. Nur die äußerste Schale (Valenzschale) spielt bei chemischen Reaktionen eine Rolle.

Jedes Sauerstoff-Atom versucht durch gemeinsame Benutzung der äußeren Elektronen (Valenzelektronen) eine voll besetzte Außenschale (Edelgaskonfiguration) zu erhalten.

Wenn zwei Sauerstoff-Atome je zwei Elektronen des anderen mit benutzen, dann stehen jedem Sauerstoff-Atom acht Außenelektronen zur Verfügung. Auf die zweite (und dritte) Schale eines Atoms eines Hauptgruppenelementes haben bis zu acht Elektronen Platz (Oktettregel). Durch gemeinsame Benutzung von Elektronen erhalten beide Sauerstoff-Atome die Edelgaskonfiguration.

Anmerkung:

Beim Schalenmodell wurden die inneren Elektronen grau gezeichnet, weil sich bei einer chemischen Reaktion auf den inneren Schalen nichts verändert.

 

lewisformel1

 

 

 

Bildung von Molekülen nach dem Kugelwolkenmodell

am .

Falls du mit dem Kugelwolkenmodell nicht vertraut bist, sollest du dir die Grundlagen aneignen.
  1. Eine Kugelwolke, die mit zwei Elektronen besetzt ist (in den Abbildungen dunkelblau), ist stabiler, als eine, die nur ein Elektron besitzt (in den Abbildungen hellblau).

  2. Einfach besetzte Kugelwolken eines Atoms haben die Tendenz sich mit anderen einfach besetzten Kugelwolken eines anderen Atoms zu vereinigen.

  3. Die daraus sich ergebene Kugelwolke wird oval gezeichnet und wird im Folgenden Bindungswolke genannt.

  4. In der Valenzstrich-Formel-Schreibweise nach Lewis werden Bindungselektronen und die restlichen Valenzelektronen durch Striche (zwei Elektronen) und Punkte (ein Elektron) dargestellt. Diese Schreibweise entspricht der Strukturformelschreibweise.



Bindung zwischen Nichtmetall-Atomen - Atombindungen

 

Bildung eines Wasserstoff-Moleküls durch eine Bindungswolke:

wasserstoffmolekuel

Das Bestreben ein Wasserstoff-Molekül zu bilden ist so groß, dass das Element Wasserstoff unter Normalbedingungen nur molekular  vorkommt. Dies ist bei den zwei weiteren Beispielen auch der Fall.




Bildung eines Fluor-Moleküls durch eine Bindungswolke

fluormolekuel

 



Bildung eines Sauerstoff-Moleküls durch zwei Bindungswolken:

sauerstoffmolekuel



merke-kleinEine Atombindung, bei der vier Bindungselektronen beteiligt sind, nennt man auch Doppelbindung.

 

 

 

Vergleiche noch einmal mit dem Schalenmodell (siehe auch vorige Seite):
sauerstoff4




Bildung eines Methan-Moleküls durch vier Bindungswolken

Methan ist Hauptbestandteil des Erdgases.

methanmethan-strukturformel


Ein Kohlenstoff-Atom bildet mit vier Wasserstoff-Atomen ein Methan-Molekül.

 

Exkurs: Das Aufstellen von Lewis-Formeln bei einfachen Molekülen unter Berücksichtigung des Elektronenpaarabstoßungs-Modells von GILLESPIE

am .

Die Lewis-Formeln (Strukturformeln, Valenzstrichformeln) beschreiben Bindungsverhältnisse in Molekülen (oder Anionen). Das Bindungskonzept von LEWIS (1916 entwickelt) geht davon aus, dass die Bindung zwischen den Atomen eines Moleküls durch die gemeinsame Benutzung von Elektronen erfolgt. Auf diese Weise erhält jedes Atom im Molekül eine voll besetzte Valenzschale und damit die sogenannte Edelgaskonfiguration. Man nennt diese Bindungsart durch gemeinsame Benutzung von Bindungselektronen Elektronenpaarbindung, kovalente Bindung oder auch Atombindung. Die übrigen Elektronenpaare werden als nichtbindende oder freie Elektronenpaare bezeichnet. Wohl gemerkt: Es geht hier ausschließlich um Valenzelektronen. In Lewis-Formeln stellt man ein Bindungselektronenpaar durch einen Strich zwischen den entsprechenden Elementsymbolen dar.

Schauen wir uns zunächst einmal an, wie man die einzelnen Atome nach der Lewis-Formel schreiben kann, wobei wir nur die Nichtmetall-Atome betrachten, da nur diese Atombindungen eingehen:

lewis-atome

Da die Hauptgruppenzahl im PSE die Anzahl an Valenzelektronen angibt, zeichnet man entsprechend so viele Punkte um das Elementsymbol herum. Wo man damit anfängt ist egal. Stickstoff steht in der V. Hauptgruppe, besitzt also 5 Valenzelektronen. Wenn man z.B. mit der Setzung der Punkte oben anfängt, dann hat man oben zwei Punkte, also ein Elektronenpaar. Elektronenpaare werden als Striche gezeichnet. Man sieht hier schon, wieviel bindig die Atome sind. Ein Sauerstoff-Atom z.B. hat zwei einzelne Elektronen und wird daher (in der Regel) zwei Bindungen aufbauen. Die Bindigkeit erhält man auch mit der Formel 8-n, wobei n die Hauptgruppenzahl ist.


Regeln zum Aufstellen von LEWIS-Formeln in einfachen Fällen

 

1. Schreibe zunächst die Summenformel des Stoffs auf. 

Beispiel Ammoniak: NH3

2. Ermittle die Anzahl an Elektronenpaaren in diesem Ammoniak-Molekül

N hat 5 e- und kommt 1x vor => 5 e-
H hat 1 e- und kommt 3x vor => 3 e-

Insgesamt: 8 e-

8 : 2 = 4 Elektronenpaare im Molekül

 

3. Ermittle die Anzahl an Bindungen im Molekül

Überlege nun wie viele Valenzelektronen die jeweiligen Atome des Moleküls zur Erfüllung der Edelgaskonfiguration benötigen. Mulitpliziere dann mit der Anzahl der Atomsorte:

N: 8 e- x 1 = 8
H: 2 e- x 3 = 6

8 + 6 = 14
14 : 2 = 7

Nun wird von diesem Ergebnis die oben errechnete Anzahl an Elektronenpaaren, also 4,  subtrahiert.
Das Ergebnis: 3 Bindungen!

 3. Man bestimmt das Zentralatom

Das Zentralatom ist das Atom, welches nur einmal in der Formel vorkommt und die meisten Bindungen aufbauen kann. Nun gruppiert man die anderen Atome durch eine Einfachbindung jeweils im 90°-Winkel um das Zentralatom herum. Sollte es kein Zentralatom geben, wird dieser Schritt weggelassen.

ammoniak1Nun sind in unserem Beispiel 6 (3 Elektronenpaare) von den 8 Valenzelektronen in der Formel für die 3 Bindungen verbaut worden. Es gibt also noch 1 nicht bindendes Elektronenpaar.

4. Verteilung der verbleibenden Elektronenpaare

Die restlichen Elektronenpaare werden so verteilt, dass jedes Atom eine voll besetzte Valenzschale erhält.

ammoniak2

Das Elektronenpaarabstoßungs-Modell von Gillespie

(VSEPR-Modell: Valence Shell Electron Pair Repulsion, Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßungsmodell)

 

  1. Bindende Elektronenpaare haben zueinander den größt möglichsten Abstand. Mehrfachbindungen haben den gleichen Raumbedarf wie Einfachbindungen. Der Raumbedarf eines bindenden Elektronenpaares sinkt mit steigender Elektronegativität.
  2. Freie Elektronenpaare haben prinzipiell den gleichen Einfluss auf den Bau eines Moleküls wie Bindungselektronenpaare. Allerdings beanspruchen freie Elektronenpaare etwas mehr Raum als Bindungselektronenpaare.

tetraeder-mit-einem-EPammoniak3Aus diesen Überlegungen ergibt sich für das Ammoniak-Molekül ein Tetraeder, der jedoch wegen der Regel 2 einen Bindungswinkel(H-N-H) von 107,0° statt des Tetraederwinkels von 109,5° hat.

ammoniak4Um die räumliche Struktur, die sich nach den Überlegungen von Gillespie ergibt, in einer Strukturformel (Lewis-Formel) noch besser zum Ausdruck zu bringen, kann man Bindungen, die hinter der Papierebene liegen mit einem schraffierten Keil kennzeichnen und Bindungen, die vor der Papierebene liegen – also zum Betrachter zeigen – mit einem ausgefüllten Keil.

 

 

Struktur (Bau) des Wassermoleküls im Schalenmodell

am .

Mit den nun erlernten Vorstellungen vom Atombau und dem Wissen, dass alle Atome versuchen die Edelgaskonfiguration zu bekommen, können wir auch verstehen, warum sich nur eine bestimmte Anzahl von Atomen in einem ganz bestimmten Zahlenverhältnis zu einem Molekül binden. 

Das Wassermolekül als ...

Schalenmodell

(erweitertes Kern-Hülle-Modell)

Kugelschalenmodell

Lewis-Formel

Valenzstrichformel

Strukturformel

Summenformel

wassermolekuel-schalenmodell

Beschriftete Abbildung

 wassermolek-kugelschalenmodell 

 

strukturformel-wasser H2O

 

Zwei Wasserstoff-Atome bilden mit einem Sauerstoff-Atom ein Wasser-Molekül. Jedes Atom erreicht auf diese Weise eine voll besetzte Valenzschale, also die Edelgaskonfiguration.

 

Nur durch die Kombination von zwei Wasserstoff-Atomen mit einem Sauerstoff-Atom können alle drei Partner eine voll besetzte Valenzschale erhalten. Hierzu benutzen sie gemeinsame Valenzelektronen. Deshalb ist die Summenformel von einem Wassermolekül H2O!

 

Who's Online

Aktuell sind 319 Gäste und keine Mitglieder online

Homepage-Sicherheit 

Twitter