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44 •˜ 11 Die Anschauungen uber die chemische Bindung •˜ 11 Die Anschauungen uber die chemische Bindung 45
zusammen, die in allen Aggregatzustanden existenzfahig sind. Die
Zahl der auf diese Weise abgegebenen bzw. aufgenommenen Elektronen,
die Valenzelektronen genannt werden, bestimmt die Ladung
der entstehenden Ionen und damit auch die Wertigkeit, mit der
die betreffenden Atome in die Verbindungen eingehen.
Nach diesem Aufbauprinzip konnten alle heteropolaren, meist
der anorganischen Chemie zugehorigen Verbindungen, einem rationellenschemaeingeordnet
wer-
Tabelle Ib. Gitterenergien den. BORN^, MADELUNG~ und
der Alkalihalogenide in kcal/MoP andere haben auf solche Ionen
mit starr gedachten Elektronenhullen
das Coulombsche
Anziehungsgesetz angewandt
und konnten die Gitterenergien
von heteropolaren festen
Korpern in guter Ubereinstimmung
mit der Erfahrung
berechnen (Tabelle lb). Aber
das Zustandekommen der homoopolaren
bzw. kovalenten
Bindung blieb ungeklart.
Einen Schritt, die homoopolare Bindung in dieses Schema ein-
LiCl
NaCl
KC1
RbCl
CsCl
LiBr
NaBr
KBr
RbBr
CsBr
zubeziehen, machte G. N. LEWIS~ (1916), indem er erkannte, das
die Edelgaskonfiguration eines Oktettes nicht durch die vollstandige
Abgabe bzw. Aufnahme von Elektronen zustandezukommen
braucht, sondern das sie auch durch Teilung von zwei
Elektronen unter den zwei Liganden, welche die Bindung konstituieren,
entsteht. Auf diese Art wurden sich zwei Edelgaskonfigurationen
beruhren, wobei ein Elektronenpaar beiden Oktetten angehort.
Im Gegensatz zu der durch elektrostatische Anziehung verursachten
elektrovalenten Bindung, die den vollstandigen Ubergang
des einen Elektrons von einem Atom zum anderen zur Voraussetzung
hat, beruht die kovalente Bindung auf der Gemeinsamkeit
M. BORN, Handbuch der Physik XXIV/2.
E. MADELUNO, Gott. Nach. 100 (1909), 43 (1910). Physik. 2 11, 898
(1910).
J. SEIERMAN, Chem. Rev. 11, 93 (1932).
G. N. LEWIS, J. Amer. chem. Soc. 38, 762 (1916). W. KOSSEL, Ann.
Physik 49, 229 (1916).
eines Elektronenpaares. So treten zwei Fluor-Atome mit je 7 Elektronen
nach dem Schema
.. .. ..
. + -F: .. =:F:F: .. ..
:F.
zusammen, wodurch unter Bildung zweier sich uberschneidender
Oktette das Fluor-Molekul entsteht. In analoger Weise liefern
4 H-Atome dem 4 Elektronen enthaltenden C-Atom je ein Elektron,
um das Methan zu bilden,
H
das mit seinen 8 Elektronen eine edelgasahnliche Konfiguration in
den auseren Elektronen darstellt.
Die Bedeutung der neuen Schreibweise liegt nicht im Ersetzen
des Valenzstriches durch zwei Punkte1, sondern darin, das man
diese Punkte, die Bindung, unabhangig
handeln kann. Am Ammoniak-Molekul erkennen
das die Bindung des Oktettes auf den
Elektronen,
H
H
' ,-.
die den drei H-Atomen angehoren, mit drei
Atoms beruht. Hierbei verbleibt ein dem
Elektronenpaar ohne Bindungspartner.
tronenpaare sind imstande,
lucke aufweisende Atome (unvollstandiges Oktett) an sich zu
binden, wobei eine neue kovalente Bindung entsteht. Die Bildung
des Ammoniumions aus NH3 und H+ wird demnach formuliert
als die Bildung einer kovalenten Bindung, deren beide Elektronen
von dem einen Partner, dem N des NH,-Molekuls, geliefert werden.
1 Spater, als das Paulische Prinzip auf die homoopolare Bindung angewandt
wurde, fuhrte man die Forderung ein, das die beiden Elektronen antiparallele
Spins haben mussen.