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Chemische Bindung: Valenz-Bindungs-Modell

Chemische Bindung: σ- und π-Bindungen

Die Erkenntnisse, die Heitler und London aus der quantenmechanischen Berechnung des Wasserstoff-Atoms zogen, wurden auch auf andere kovalente Verbindungen angewendet.

So entwickelte Linus Pauling die Theorie der gerichteten Bindung und der Hybridisierung von Orbitalen. Diese Theorien wurden zur Beschreibung organischer Moleküle sehr wichtig.

Bindungen zwischen Atomen entstehen durch Überlappung von Atomorbitalen, bzw. die gleichzeitige Nutzung beider Atomorbitale durch das bindende Elektronenpaar. In Abhängigkeit von der räumlichen Ausrichtung der Orbitale kann die Überlappung unterschiedlich stark sein.

Je nach Art der Elektronenverteilung, die aus der Überlappung entsteht, unterscheidet man zwischen σ- und π-Bindung.

σ-Bindungen

Bindungen, bei denen die aus der Überlappung resultierende Elektronenverteilung zylindersymmetrisch zur Verbindungsachse ist, nennt man σ-Bindung. σ-Bindungen haben keine Knoten zwischen den überlappenden Atomorbitalen.

σ-Bindungen entstehen durch Überlappung von zwei s-Orbitalen, einem s- mit einem p-Orbital oder zwei p-Orbitalen.

Abb.
Überlappung von zwei s-Orbitalen
Abb.
Überlappung eines s- und eines p-Orbitals
Abb.
Überlappung von zwei p-Orbitalen

Der Energiegewinn einer Überlappung eines s- mit einem p-Orbital oder zweier p-Orbitale zu einer σ-Bindung ist nicht so groß wie bei einer Überlappung von zwei s-Orbitalen, weil ein Orbitallappen des p-Orbitals ungenutzt bleibt.

π-Bindungen

Bei π-Bindungen ist die aus der Überlappung resultierende Elektronenverteilung oberhalb und unterhalb der Ebene der σ-Bindungen lokalisiert. Die Ebene, in der sich die σ-Bindungen befinden, ist die Knotenebene, die charakteristisch für die π-Bindungen ist. In dieser Knotenebene ist die Aufenthaltswahrscheinlichkeit für das Elektron gleich Null.

π-Bindungen ergeben sich aus der Überlappung von p-Orbitalen, die senkrecht zur Bindungsachse stehen.

Abb.1
Überlappung zweier p-Orbitale
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