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Tutorial MenueDie chemische BindungLerneinheit 2 von 20

Atombindung

Energetische Betrachtungen

Zur näheren Betrachtung der Atombindung kann als einfachster Fall das Wasserstoff-Molekül H2 gewählt werden. Im Wasserstoff-Molekül liegt erfahrungsgemäß eine starke Bindung vor, denn bei normalen Temperaturen besteht Wasserstoff aus H2-Molekülen, die erst bei mehreren Tausend Grad weitgehend in Atome gespalten sind.

Nähert man zwei getrennte H-Atome einander an, so muss man sechs entgegengerichtete elektrostatische Kräfte berücksichtigen (Abb. 1) ,

Abb.1

  • die Anziehung zwischen den Kernen und den Elektronen A-1, A-2, B-1, B-2 (grün),
  • die Abstoßung zwischen den Kernen A und B und zwischen den Elektronen 1 und 2 (schwarz).

Bei größeren Kernabständen überwiegt die Anziehung zwischen Kernen und Elektronen, bei kleinen die Abstoßung der Kerne. In einem Potenzial-Abstands-Diagramm (potentielle Energie, Ep, gegen Kernabstand, r) drückt sich dies folgendermaßen aus:

Abb.2

Das Minimum der Kurve beschreibt den stabilsten zwischenatomaren Abstand des Moleküls. Gleichzeitig gibt die Energiedifferenz (ΔEp) zwischen der Nulllinie und dem Minimum den Energiegewinn bei der Bildung eines Moleküls aus zwei völlig getrennten Atomen wieder.

Wasserstoff

Der Gleichgewichtsabstand (re) beträgt beim Wasserstoff 74 pm, die Bildungsenergie (HB = ΔEp) von H2-Molekülen aus Atomen -432 kJmol-1 . Die Energie, die notwendig ist, um 1 mol H2 in Atome zu spalten, die Dissoziationsenergie, Ed, besitzt den gleichen Betrag, allerdings mit positivem Vorzeichen.

Interpretation der Atombindung

Die vorausgegangene Diskussion der Bildung des H2-Moleküls gibt eine grobe Interpretation der Atombindung: Durch Annäherung der beiden Atome tritt eine Überlappung der beiden 1s-Orbitale ein. In diesem Überlappungsgebiet wird die Ladungswolke dichter, das heißt die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron anzutreffen, ist hier größer als in der Nähe nur eines Kerns. Durch die erhöhte Dichte an negativer Ladung wird zum einen die Abstoßung der beiden Kerne verringert, zum anderen werden die Elektronen wechselseitig von beiden Kernen angezogen, so dass insgesamt der Kernabstand kleiner wird. Dabei sind die beiden Elektronen nicht mehr je einem Kern zuzuordnen, sondern gehören zu beiden Kernen gemeinsam. Das Elektron 1 kann somit auch in der Nähe des Kerns B angetroffen werden und umgekehrt (vergleiche (Abb. 1) ).

Auf eine Überlappung der Orbitale weist die Tatsache hin, dass der experimentell bestimmte Kernabstand mit 74 pm wesentlich geringer ist als der doppelte Bohr'sche Radius des H-Atoms, der etwa dem des wellenmechanisch berechneten 1s-Orbitals entspricht: 2 x 53 pm > 74 pm.

Die Atombindung ist also, wie auch die anderen Bindungsarten, zunächst als Wirkung elektrostatischer Kräfte zu sehen.

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