Elektronenpaarbindung, Oktettregel, Einfach- & Mehrfachbindungen

Eine Elektronenpaarbindung (auch kovalente Bindung) ist eine Bindung zwischen zwei Atomen, bei denen sich beide Atome Elektronen "teilen", um so gut wie möglich Ihre Aussenschale zu füllen. In einer kovalenten Bindung sind die Bindungspartner also gleichberechtigt, was an ihrer geringen Elektronegativitätsdifferenz liegt. Als Elektronegativität wird die Fähigkeit eines Elementes bezeichnet, Elektronen an sich zu ziehen. Du findest sie ganz einfach im Periodensystem notiert! Als Faustregel kannst du dir merken, dass bei einem Unterschied von weniger als $$1{,}7$$ von einer kovalenten Bindung, und bei einem Unterschied von mehr als $$1{,}7$$ von einer ionischen Bindung gesprochen wird. Dabei handelt es sich aber nur um einen Richtwert, in der Praxis wird oft von unterschiedlich starkem ionischem Charakter einer Bindung gesprochen.

Eigenschaften einer Elektronenpaarbindung

​- Geteilte Elektronen: begünstigen immer beide Bindungspartner. Das führt dazu, dass kovalente Bindungen sehr stark sind.

- Paare von Bindungselektronen: Die an einer kovalenten Bindung beteiligten Elektronen bilden Paare.

- Ähnliche Elektronegativität: Verbindungen mit ähnlicher Elektronegativität der Bindungspartner.

- Bindend: Die Bindung in Molekülen erfolgt durch gemein­same bindende Elektronenpaare.

Beispiel: Wasser $$H_2O$$, besteht aus einem Sauerstoffatom und aus zwei Wasserstoffatomen, Sauerstoff benötigt zwei Elektronen, um seine Aussenschale von acht Elektronen zu füllen. Wasserstoff hingegen nur ein Elektron. Zwei Wasserstoffatome können eine Elektronenpaarbindung mit Sauerstoff eingehen. Durch das Teilen der Elektronen haben alle Atome ihre äussere Schale gefüllt. Jedes der im Wasserstoffmolekül gebundenen Wasserstoff­atome erreicht durch zwei gemeinsam genutzte Elektronen die energetisch stabile Elektronenkonfi­guration des Edelgasatoms Helium und der Sauerstoff erreicht die Konfiguration von Neon.

Punkt-Kreuz Diagramm

Die "Punkte" stellen die Aussenelektronen eines Atoms dar und die "Kreuze" stellen die Aussenelektronen des anderen Elements dar. Die Punkte und Kreuze, wo sich beide Schalen schneiden, werden beiden Elementen zugeordnet.

Die Oktettregel

Die Oktettregel besagt, dass Elemente bestrebt sind eine mit acht Elektronen gefüllte Aussenschale zu erreichen. Sie gilt in dieser Form nur für die Elemente der zweiten und dritten Periode und ist ein Spezialfall der Edelgasregel. Da die Elemente der zweiten und dritten Periode (Kohlenstoff, Sauerstoff, Stickstoff etc.) eine Vielzahl von Verbindungen bilden, wird aber oft nur von der Oktettregel gesprochen.

Die Edelgasregel ist eine allgemeinere und auch genauere Formulierung der Oktettregel. Laut ihr versuchen die Elemente nicht acht Aussenelektronen, sondern die Elektronenkonfiguration des nächstgelegenen Edelgases zu erreichen. Nur für die Edelgase Neon und Argon (2. und 3. Periode) sind das allerdings 8 Ausseneletktronen, Helium hat 2 und Krypton und Xenon haben sogar 18. Trotzdem kannst du die Oktettregel erfolgreich auf viele weitere Hauptgruppenelemente der 4. und 5. Periode und vor allem auf die Halogene erfolgreich anwenden. Das wiederum liegt an den verschiedenen Unterschalen, die eine direkte Konsequenz der Orbitaltheorie und des Aufbauprinzips sind und über die du erst in einer späteren Lektion mehr erfährst.

Im Grunde kannst du dir aber einfach folgende Dinge merken:

• Volle Aussenschalen sind stabil!
• Edelgase haben volle Aussenschalen!
• Andere Elemente sind reaktiv, bis sie durch Elektronenaufnahme oder -abgabe oder durch das Teilen von Elektronenpaaren ihre Aussenschale gefüllt haben!

Ausnahmen

Auch die Edelgasregel gilt nicht immer, es gibt Ausnahmen. Bortrifluorid $$BF_3$$ mit drei Valenzelektronen, ist mit drei Einfachbindungen mit drei Fluor Atomen verbunden.

Alle Fluor Atome erfüllen die Oktettregel, das zentrale Boratom aber nicht. Es besitzt nur 3 Valenzelektronen bzw. 3 Elektronenpaare. Man spricht von einer Elektronenpaar­lücke.

Moleküle wie Stickstoffmonoxid $$NO$$​ oder Stick­stoffdioxid $$NO_2$$ sind ebenfalls eine Ausnahme der Edelgasregel.

Einfach- und Mehrfachbindungen

Atome können sich nicht nur mit mehreren Atomen verbinden, um ihre Aussenschale zu vervollständigen, sondern auch mehrere Elektronen mit demselben Atom teilen.

Zwei Atome können sich bis zu sechs Aussenelektronen (drei pro Atom) teilen, um die äussere Schale zu befüllen (Edelgaskonfiguration). Vierfachbindungen sind nur noch in sehr seltenen Fällen in grossen Metallkomplexen bekannt und kommen normalerweise nicht vor.

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Anzahl Elektronenpaarbindungen	​Beispiel​	Grafische Darstellung
Einfachbindung	Wasserstoff, $$H_2$$​​​
Zweifachbindung	Sauerstoff, $$O_2$$​​​
Dreifachbindung	Stickstoff, $$N_2$$​​​

Von der Einfach- zur Dreifachbindung steigt die Bindungsenergie und sinkt die Bindungslänge. Die Bindungen werden also zunehmend stärker und kürzer. Mehrfachbindungen sind aber trotz ihrer Stärke sehr reaktiv, da sie sehr elektronenreiche Zentren darstellen, die leicht von Stoffen angegriffen werden können, die Elektronen benötigen. Man spricht von einem sogenannten elektrophilen Angriff.