Valenzbindungstheorie

Die Valenzbindungstheorie erklärt eine kovalente Bindung als Überlappung von Atomorbitalen benachbarter Atome. In der üblichen einführenden Darstellung sind die bindenden Elektronen hauptsächlich zwischen den beiden Kernen lokalisiert. Deshalb hilft das Modell dabei, Bindungsrichtung, $\sigma$-Bindungen, $\pi$-Bindungen und Hybridisierung zu erklären.

Wenn du dir nur eine Frage merken willst, dann diese: Welche Orbitale überlappen sich, um die Bindung zu bilden? Diese Frage bringt dich in der Chemie meist deutlich weiter, als einfach nur eine Linie zwischen zwei Atomen zu zeichnen und dort aufzuhören.

Was die Valenzbindungstheorie aussagt

In der Einführung in die Chemie betont die Valenzbindungstheorie meist drei Grundideen:

• eine kovalente Bindung entsteht durch die Überlappung von Atomorbitalen
• die bindenden Elektronen werden als hauptsächlich zwischen zwei Atomen lokalisiert betrachtet
• Bindungstyp und Bindungsrichtung hängen davon ab, wie sich die Orbitale im Raum überlappen

Deshalb ist die Form der Orbitale wichtig. Eine frontale Überlappung ergibt eine $\sigma$-Bindung. Eine seitliche Überlappung paralleler nicht hybridisierter $p$-Orbitale ergibt eine $\pi$-Bindung.

Warum Orbitalüberlappung wichtig ist

Nicht jede Überlappung ist gleich wirksam. Eine wirksamere Überlappung bedeutet meist eine höhere Elektronendichte zwischen den Kernen und in diesem Modell eine stärkere bindende Wechselwirkung.

Auch die Richtung ist wichtig. Weil Orbitale in bestimmte Richtungen zeigen, hilft die Valenzbindungstheorie zu erklären, warum viele kovalente Bindungen vorhersehbare Formen statt zufälliger Anordnungen haben.

Durchgerechnetes Beispiel: Ethen und warum eine Doppelbindung aus zwei Teilen besteht

Ethen, $C_2H_4$, ist ein gutes Beispiel, weil es sowohl Hybridisierung als auch Orbitalüberlappung in einem Molekül zeigt.

Jedes Kohlenstoffatom in Ethen wird in der einführenden Valenzbindungstheorie üblicherweise als $sp^2$-hybridisiert beschrieben. Dadurch hat jedes Kohlenstoffatom drei $sp^2$-Orbitale in einer Ebene und ein nicht hybridisiertes $p$-Orbital senkrecht zu dieser Ebene.

Dann ergibt sich folgendes Bindungsbild:

• ein $sp^2$-Orbital des einen Kohlenstoffatoms überlappt frontal mit einem $sp^2$-Orbital des anderen Kohlenstoffatoms und bildet die $C-C$-$\sigma$-Bindung
• die übrigen $sp^2$-Orbitale an jedem Kohlenstoffatom überlappen mit den $1s$-Orbitalen des Wasserstoffs und bilden die vier $C-H$-$\sigma$-Bindungen
• die nicht hybridisierten $p$-Orbitale der beiden Kohlenstoffatome überlappen seitlich und bilden eine $\pi$-Bindung

Die Kohlenstoff-Kohlenstoff-Doppelbindung in Ethen besteht also nicht aus zwei identischen Bindungen. Sie besteht aus einer $\sigma$-Bindung und einer $\pi$-Bindung. Das ist eine direkte Erklärung der Valenzbindungstheorie sowohl für den Bindungstyp als auch für die Geometrie.

Wie die Hybridisierung hineinpasst

Die grundlegende Valenzbindungstheorie kann einfache Überlappungen wie $1s-1s$ oder $p-p$ beschreiben. Für viele Moleküle reicht das aber nicht aus, um die beobachteten Bindungswinkel zu erklären.

Die Hybridisierung erweitert das Modell, indem Orbitale desselben Atoms vor der Bindung gemischt werden dürfen. In diesem Bild helfen Bezeichnungen wie $sp$, $sp^2$ und $sp^3$, häufige lineare, trigonal-planare und tetraedrische Bindungsanordnungen zu erklären.

In den meisten Chemie-Einführungskursen wird die Hybridisierung als Teil des umfassenderen Rahmens der Valenzbindungstheorie gelehrt. Sie ist ein Modell zur Erklärung von Bindungsmustern, keine eigene konkurrierende Theorie.

Valenzbindungstheorie vs. Molekülorbitaltheorie

Valenzbindungstheorie und Molekülorbitaltheorie beschreiben beide kovalente Bindungen, betonen aber unterschiedliche Bilder.

Die Valenzbindungstheorie konzentriert sich auf lokalisierte Bindungen zwischen bestimmten Atompaaren. Die Molekülorbitaltheorie verwendet Orbitale, die sich über das ganze Molekül erstrecken können. Für viele Einführungsaufgaben liefert die Valenzbindungstheorie ein schnelles lokales Bild. Wenn Elektronen stark delokalisiert sind, beschreibt die Molekülorbitaltheorie die Verteilung oft natürlicher.

Keines der beiden Modelle sollte als die einzig richtige Sprache für jedes Molekül behandelt werden. Welches Modell besser ist, hängt davon ab, welche Eigenschaft du erklären willst.

Häufige Fehler

Die Theorie nur als Lewis-Struktur mit neuen Wörtern behandeln

Es geht nicht nur um den Bindungsstrich an sich. Entscheidend ist die Orbitalüberlappung, die zwischen den Atomen bindende Elektronendichte erzeugt.

Annehmen, dass jedes Molekül am besten durch vollständig lokalisierte Bindungen beschrieben wird

Die Valenzbindungstheorie funktioniert am besten als Modell lokalisierter Bindungen. Wenn ein Molekül stark delokalisiert ist, kann ein rein lokales Bild wichtiges Verhalten übersehen.

Die Bedingung für eine $\pi$-Bindung vergessen

Eine $\pi$-Bindung braucht parallele nicht hybridisierte $p$-Orbitale, die sich seitlich überlappen können. Wenn diese Geometrie nicht vorliegt, gilt das übliche Bild der $\pi$-Bindung nicht.

Hybridisierung als eigene Theorie behandeln

In den meisten Einführungskursen ist die Hybridisierung eine Erweiterung innerhalb der Valenzbindungstheorie und keine völlig unabhängige Theorie.

Wann Chemiker die Valenzbindungstheorie verwenden

Die Valenzbindungstheorie ist besonders nützlich, wenn du erklären willst:

• warum sich zwischen zwei Atomen eine kovalente Bindung bildet
• warum eine Bindung eine $\sigma$-Bindung oder eine $\pi$-Bindung ist
• warum Bindungen eine bestimmte Richtung haben
• warum Hybridisierung hilft, die Bindungswinkel in vielen häufigen Molekülen zu erklären

Am praktischsten ist sie, wenn ein Molekül vernünftig durch lokalisierte Bindungen und ein Bild im Stil von Lewis-Strukturen beschrieben werden kann. Deshalb taucht sie in der organischen Chemie für Einsteiger und in Diskussionen über Bindungen so häufig auf.

Probiere einen ähnlichen Fall

Probiere deine eigene Version mit Ethin, $C_2H_2$. Frage dich, welche Orbitale sich überlappen, um die $C-C$-Bindung zu bilden, wie viele $\pi$-Bindungen vorhanden sind und warum die Geometrie linear ist. Wenn du noch ein eng verwandtes Thema möchtest, schau dir als Nächstes die Hybridisierung an und vergleiche $sp$, $sp^2$ und $sp^3$ als Bindungsmodelle.