Kovalente Bindung - Was Diamant hart macht
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Kovalente Bindungen

Die stabilste Form der Valenzbindung ist die kovalente Bindung. Bei dieser Form der Bindung werden die Aufenthaltsgebiete der Elektronen nicht durch atomare Orbitale sondern durch Molekülorbitale beschrieben. Molekülorbitale sind Orbitale die zu zwei oder mehr Atomen gehören. Kovalent gebundene Atome teilen sich also die Orbitale der Valenzelektronen.

Molekülorbitale

Die Molekülorbitale sind den atomaren Orbitalen ganz ähnlich. Mathematisch werden sie oft gebildet, indem man die atomaren Orbitale zweier Moleküle miteinander mischt. Dieses Verfahren nennt man LCAO (linearkombination atomarer Orbitale). Auch Molekülorbitale werden nach ihren quantenmechanischen Drehimpulsen unterschieden. Ein Orbital ohne Drehimpuls wird in Anlehnung an das atomare S-Orbital nach dem griechischen Buchstaben Sigma-Orbital genannt. Orbitale mit einem Drehimpuls-Quant heißen Pi-Orbitale. Die nächst komplizierteren Orbitale wären dann die Delta-Orbitale.

potenzielle und kinetische Energie

Moleküle halten zusammen weil der gebundene Zustand günstiger ist als der ungebundene. Unter günstig versteht man hier einen Zustand in dem möglichst wenig Energie gebunden ist. Um die Atome eines Moleküls zu trennen muss Energie hineingesteckt werden. Diese Energie heißt Bindungsenergie.

Es gibt im Molekül zwei Arten von Energie: Die potenzielle Energie im elektischen Feld und die kinetische Energie, also die Bewegungsenergie der Elektronen. In einfachen Erklärungen wird oft allein die potenzielle Energie der Elektronen für die Bindung verantwortlich gemacht. Die Elektronen zwischen den Atomkernen werden ja von beiden Kernen angezogen und befinden sich daher in einem günstigen Zustand. Es gibt aber noch einen weiteren Anteil an der Bindungsenergie. Und zwar geben die Molekülorbitale den Elektronen einen größeren Raum. Damit müssen sie aber nach der heisenbergschen Unschärferelation einen geringeren Impuls und damit eine geringere Bewegungsenergie besitzen. Dieser quantenmechanische Effekt macht in den meisten Molekülen den wesentlichen Anteil der Bindung aus, so dass die kovalente Molekülbindung ein quantenmechanischer Effekt ist, der mit klassischer Physik nicht vollständig beschrieben werden kann.

Sigma- und Pi-Bindungen

Nach den beteiligten Molekülorbitalen werden auch die Arten der kovalenten Bindung in Sigma-Bindungen und Pi-Bindungen unterschieden.

Bei der Sigma-Bindung befindet sich das Elektron mit großer Wahrscheinlichkeit genau zwischen den beiden Atomen. Da das Elektron so von beiden Atomkernen angezogen wird und zugleich deren gegenseitige Abstoßung abschirmt, ist dies ein günstiger Aufenthaltsort für die Elektronen. In einem Sigma-Orbital befinden sich die Elektronen praktisch in Ruhe zwischen den Atomkernen, haben also auch eine geringe kinetische Energie. Die Sigma-Bindung ist deshalb sehr stark. Der Diamant verdankt seine Härte vieler solcher Sigma-Bindungen.

Bei der Pi-Bindung befinden sich die Elektronen nicht auf der Verbindungslinie der Atomkerne sondern um die Kerne herum. Das zweiatomige Stickstoffmolekül wird zum Beispiel durch eine Sigma-Bindung und zwei Pi-Bindungen zusammengehalten. Pi-Bindungen können auch mehr als nur zwei Atome verbinden. Die berühmten Kohlenstoff-Sechserringe haben große Pi-Molekülorbitale, die alle sechs Kohlenstoffatome eines Moleküls verbinden.

Anti-Bindung

Es gibt übrigens nicht nur bindende Molekülorbitale. Man kann auch Orbitale bilden, die zwei Atome auseinander treiben. Solche Orbitale nennt man anti-bindende Orbitale. In komplizierten Verbindungen wie das Sauerstoffmolekül O=O sind außer den bindenden auch anti-bindende Orbitale besetzt. Ob ein Molekül stabil ist hängt dann davon ab, ob die bindenden oder die anti-bindenden Orbitale zusammen stärker sind. Regt man ein Elektron aus einem bindenden in ein anti-Bindendes Orbital an, so kann man das Molekül zerstören. Diesen Molekülzerfall nennt man Dissoziation.

Letzte Änderung: 14.09.2004