1.1 Moleküle bauen
Nichtmetallatome geben keine Elektronen ab — sie teilen sich Elektronenpaare und erreichen so gemeinsam die Edelgaskonfiguration. Die Lewis-Formel zeigt, wie.
Atombindung
Zwei Nichtmetallatome teilen ein Elektronenpaar, das von beiden Kernen angezogen wird. Es zählt für beide Außenschalen. Es entsteht ein Molekül.
Energie und Abstand
Im Energieminimum liegt die Bindungslänge; seine Tiefe ist die Bindungsenergie. Bilden setzt sie frei, Spalten kostet genauso viel.
Lewis-Formel
Nur Valenzelektronen: Strich = Elektronenpaar, bindend zwischen zwei Atomen, frei an einem Atom. H steht immer außen.
Mehrfachbindungen
Reicht das Gerüst nicht für das Oktett, wird ein freies Paar des Nachbarn bindend. Mehr gemeinsame Paare: kürzer und stärker.
Drei Namen, eine Bindung
Atombindung, Elektronenpaarbindung und kovalente Bindung meinen dasselbe. Bei der Ionenbindung gehen Elektronen über, bei der Atombindung werden sie geteilt.
1.2 Der räumliche Bau
Die Lewis-Formel ist flach. Den Raum liefert das EPA-Modell: Die Elektronenpaare am Zentralatom stoßen sich ab und gehen so weit wie möglich auseinander.
2 Wolken: linear
Zwei Wolken liegen einander gegenüber. Eine Doppel- oder Dreifachbindung zählt als eine Wolke.
3 Wolken: trigonal-planar
Drei Wolken in einer Ebene, zu den Ecken eines Dreiecks.
4 Wolken: tetraedrisch
Vier Wolken zeigen in die Ecken eines Tetraeders. Keil: nach vorn, gestrichelt: nach hinten.
Freie Paare: Pyramide und Knick
Freie Paare zählen als Wolken, sind in der Gestalt aber „unsichtbar“ und stauchen die Winkel.
Anordnung ist nicht Gestalt
Die Wolken von NH₃ stehen tetraedrisch, die Atome bilden aber eine Pyramide. Die Molekülgestalt beschreibt nur die Lage der Atome.
1.3 Polare Bindungen
Zwei verschiedene Atome ziehen unterschiedlich stark am gemeinsamen Elektronenpaar. Daraus folgen Teilladungen, Dipole und die Bindungsart.
Elektronegativität
Maß für den Zug eines Atoms am bindenden Elektronenpaar, Pauling-Skala ohne Einheit. Steigt in der Periode nach rechts, sinkt in der Gruppe nach unten.
Polare Atombindung
Das Elektronenpaar rückt zum elektronegativeren Atom: dort δ−, beim Partner δ+. Das Molekül bleibt insgesamt neutral.
Dipolmolekül
Polare Bindungen und getrennte Ladungsschwerpunkte. Symmetrisch gebaute Moleküle heben ihre polaren Bindungen auf. Test: Flüssigkeitsstrahl am geladenen Stab.
Bindungsarten
ΔEN sagt die Bindungsart vorher. Zwei Metalle bilden eine Metallbindung — dort gilt die Regel nicht.
Dipol in drei Schritten
1. ΔEN der Bindungen prüfen. 2. Form mit dem EPA-Modell bestimmen. 3. Fallen die Schwerpunkte von δ+ und δ− zusammen? Ein freies Paar am Zentralatom macht die Form fast immer unsymmetrisch.
Die Regeln, an denen die Punkte hängen
Diese drei Stellen kosten in der Arbeit am häufigsten Punkte.
Ein Strich sind zwei Elektronen
Erst die Valenzelektronen addieren und halbieren, dann Striche verteilen. Am Ende zweimal kontrollieren: Summe der Striche · 2 = Valenzelektronen, und jedes Atom hat 8 Elektronen (H: 2).
Freie Paare nie vergessen
Beim EPA-Modell zählen freie Paare am Zentralatom als eigene Wolken — ohne sie wird aus dem gewinkelten Wasser ein lineares Molekül. In der Gestalt tauchen sie dann aber nicht mehr auf.
Polar ist nicht gleich Dipol
Erst die Bindung (ΔEN), dann die Form, dann die Schwerpunkte. CO₂ und BF₃ haben stark polare Bindungen und sind trotzdem keine Dipole.