VO Organische Chemie in der molekularen Biologie I

VO Organische Chemie I 3. Chemische Bindung
E
3.2 Kovalente Bindung
Das Erreichen der Edelgaskonfiguration ist nicht bei allen Elemente durch Elektronenabgabe
bzw. -aufnahme möglich
=> 1, 2 oder 3 Elektronenpaare werden von zwei Atomen geteilt
z.B. elementarer Wasserstoff (H2) H + H =>
Salzsäure (HCl) H + Cl =>
Ammoniak (NH3) N + 3 H =>
Kohlendioxid (CO2) C + 2 O =>
elementarer Stickstoff (N2) N + N =>
3.3 Orbitaltheorie und kovalente Bindung
Das Wasserstoffatom hat eine Elektronenkonfiguration von 1s 2 . Bei der Verbindung zweier
Atome findet eine Überlappung (engl. to overlap) zweier Atomorbitale statt: ein
Molekülorbital (Schwingungsvorgang im Kraftfeld zweier Atome) entsteht.
+ =>
Dabei wird Energie in der Höhe von 436 kJ/mol frei = Bindungsenergie.
Erklärung der Bindungsenergie: Die Gesamtenergie E
der Elektronen ist die Summe von potentieller Energie
Epot und kinetischer Energie Ekin. Epot nimmt ab, weil
das e - im Feld zweier Atome gefangen ist; die
Abnahme von Ekin ist bedingt durch die Vergrößerung
h
des Orbitals (Ekin ~ mit l: Größe des Orbitals).
2
l
Die kovalente Bindung ist also die Bildung von Molekülorbitalen aus entsprechenden
Ausgangsorbitalen.
436 kJ/mol
Das Pauliprinzip gilt auch für MO: Diese entstehen
- 7 -
H H
H Cl
H N H
H
O C O
N N