Ersterstellung: 24.04.2020

letzte Bearbeitung: 2020-2023

Verbindungen = Moleküle bei denen die Oktettregel zutrifft:

(Bei Atomen der 2. Periode soll das Elektronenoktett nicht überschritten werden. Quelle: Chemie, Basiswissen der Chemie, Mortimer, Kapitel 9.1 (Das stimmt aber nicht, weil es z.B. die Verbindung B₄C, LiC₆ oder Fe₃C = Zementit gibt.))

2-er-Verbindungen mit Atomen der 2. Periode:

LiF BeO BN CC (geht nicht, weil eine Vierfachbindung nicht möglich ist)

weitere Verbindungen mit zwei Elementen der 2. Periode:

Li₂O BeF₂ BF₃ CF₄

Li₃N Be₃N₂ B₂O₃ CO₂

Verbindungen mit Atomen des Wasserstoffs und der 2. Periode:

CH₄ NH₃ H₂O HF

Verbindungen mit Atomen der 3. Periode bei denen die Oktettregel z.B. zutrifft:

NaCl, LiCl, NaF, Be₃P₂, Mg₃N₂, Mg₃P₂, BP, AlN, AlP, CCl₄, SiF₄, SiCl₄

Bei allen (oder fast allen) organischen Verbindungen trifft die Nullschalenregel, die Duettregel und die Oktettregel zu.

Die Nullschalenregel und die Duettregel trifft bei den 2 Elementen der 1. Periode (H und He) zu. Die Duettregel und die Oktettregel trifft bei den Elementen der 2. Periode zu.

Die Oktettregel trifft nicht in allen Fällen zu, also ist sie leider kein strenges Naturgesetz. Um die Gesetze der chemischen Bindung zu verstehen, muss die Theorie der Orbitale (= der Aufenthaltswahrscheinlichkeitsbereiche der Hüllenelektronen) herangezogen werden. Diese Theorie nennt sich Quantenmechanik. Diese Theorie ist mir zu abstrakt und umfangreich.

Walter Kossel aus Berlin veröffentlichte 1916 die Theorie der Ionenbindung. Lewis aus den USA veröffentlichte auch 1916 die Theorie der Atombindung. Diese Theorien sagen (wobei man zuerst von der Theorie der Ionenbindung ausgeht), dass die beteiligten Elemente immer eine Achterschale oder eine Duettschale oder eine Nullschale erreichen wollen. Dies erreichen die Metalle durch Abgabe von soviel Elektronen bis die Unterschale freiliegt und die Nichtmetalle erreichen dies durch Aufnahme von soviel Elektronen bis die nächsthöhere Schale mit 8 Elektronen gebildet ist. Bei der Ionenbindung gehen die Elektronen von den Metallen ganz auf das Nichtmetall über, so dass das Metall ein positives Ion (Kation) und das Nichtmetall ein negatives Ion (Anion) bildet. Die Atombindung funktioniert im Prinzip fast genauso wie die Ionenbindung, nur dass hier die Elektronen nicht ganz auf das Ion mit der höheren EN übergehen, sondern auch zwischen den Atomen liegen und Bindungselektronenpaare bilden, weil die EN-Differenz nicht so hoch ist wie bei einer Ionenbindung. Es gibt die homöopolare = unpolare und die heteropolare = polare Atombindung. Wenn die EN-Differenz 0 ist, hat man es mit einer homöopolaren Atombindung zu tun. Wenn die EN-Differenz einen bestimmten Betrag überschreitet ist es eine Ionenbindung. Bei dazwischenliegenderen EN-Differenz liegt die heteropolare Atombindung vor.

Zur homöopolaren Atombindung:

Die Moleküle N₂, O₂, F₂:

Es gilt hier die (8-N)-Regel, wobei N für die Anzahl der Valenzelektronen steht. Der Stickstoff hat die Valenzelektronenzahl 5, was heißt dass 3 Bindungselektronenpaare gebildet werden. Es existiert hier das Molekül N₂. Jedes Stickstoffatom gibt 3 Elektronen an die Bindungselektronenpaare ab. Man hat also zwischen den beiden Stickstoffatomen insgesamt 6 Bindungselektronen also 3 Bindungselektronenpaare. Die Elektronen die sich zwischen den beiden Stickstoffatomen befinden werden für ein Stickstoffatom jeweils zu den 2 verbleibenden Valenzelektronen addiert. So hat man 8 Elektronen für jedes Stickstoffatom.

Beim Sauerstoffmolekül binden sich auch zwei Atome aneinander (O₂). Hier bildet sich eine Doppelbindung ((8-6)=2). Man hat durch die zwei Elektronenpaare also 4 Elektronen in der Mitte. Es werden zu den 4 verbleibenden Valenzelektronen um ein Sauerstoffatom die vier Elektronen in der Mitte addiert. So hat man 8 Elektronen bei jedem Sauerstoffatom.

Beim Element Fluor bildet sich auch eine Verbindung aus zwei Fluoratomen (F₂). Es bildet sich eine Einfachbindung ((8-7)=1). Von den Valenzelektronen eines Fluoratoms bleiben noch 6 Elektronen zurück. Diese 6 Elektronen werden zu den 2 Bindungselektronen addiert und man hat wieder für jedes Fluoratom 8 Elektronen.

Bei den Elementen der 3. Periode bildet sich nicht wie beim Stickstoff eine dreibindige Zweifachbindung von Phosphor. Es bildet sich auch keine zweibindige Zweifachbindung von Schwefel wie beim Sauerstoff. Außer beim Chlor bildet sich noch eine einbindige Zweifachbindung. Die Oktettregel trifft daher hier nur für die Elemente der 1. und 2. Periode zu, was ja auch nicht exakt stimmt.

Zur Metallbindung:

Dann ist noch die Metallbindung, die 3. oder 4. Bindungsart zu nennen. Bei einem Metall liegen die positiven Atomrümpfe in einem Kristall vor. Sie werden zusammengehalten durch das zwischen ihnen hindurchfließende Elektronengas. Die Elektronen lassen sich zwischen den Atomrümpfen frei bewegen, sie verhalten sich wie eine Gas, das die Atomrümpfe zusammenhält und gleichzeitig die elektrische Leitfähigkeit der Metalle verursacht.

Autor dieses Dokuments:

Benjamin Kind

Ostlandstr. 44

73540 Heubach

geboren am 05.06.1977 in Mutlangen bei Schwäbisch Gmünd

meine beiden Eltern sind von norddeutscher Herkunft und von norddeutsch/polnischer Abstammung

Quellen:

Bücher:

– CHEMIE Fakten und Gesetze, Werner Schröter Leipzig, 1969, Buch- und Zeit- Verlagsgesellschaft mbH Köln

– Chemie Das Basiswissen der Chemie, Charles E. Mortimer, Verlag Thieme Stuttgart, 2014

– Lehrbuch der Anorganischen Chemie, Hollemann, Verlag Walter de Gruyter Berlin, 1995

– Organische Chemie, K. Peter C. Vollhardt, WILEY-VCH GmbH & Co. KGaA, Weinheim, 2009