Die LEWIS-Oktetttheorie

Nach der von G.N. LEWIS 1916 aufgestellten Oktetttheorie kann ein Elektronenpaar, das zwei Atomen gleichzeitig angehört, eine Bindung zwischen diesen Atomen herstellen, eine Atombindung (kovalente Bindung, Flektronenpaarbindung, homöopolare Bindung). Die Zahl der Bindungen, die ein Atom eingehen kann, seine Bindigkeit, wird von der Zahl seiner Valenzelektronen bestimmt. Nach LEWIS soll jedes Atom das Bestreben haben, durch gemeinsame Benutzung von Valenzelektronen mit dem Bindungspartner über so viele Außenelektronen zu verfügen wie das im Periodensystem folgende Edelgas:

Lewis-Dotformel	Lewis-Strichformel	Elektronen- konfiguration	Bindigkeit
		He	einbindig
		Ne	dreibindig
		H: He O: Ne	einbindig zweibindig

Da die Edelgase ab Neon die Elektronenkofiguration s²p⁶ aufweisen, streben die vorangehenden Elemente in ihren Verbindungen auch diese Konfiguration mit 8 Elektronen an, was der Theorie den Namen Oktetttheorie gab. - Die Schwäche der Oktetttheorie zeigt sich darin, daß sie streng nur für die Elemente der 2. Periode gilt -, die Existenz von Verbindungen wie PCl₅ oder SF₆ läßt sich nicht erklären. Die Schreibweise, ein Elektrenenpaar durch einen Strich zu symbolisieren, hat sich bis heute erhalten. Ein Strich zwischen zwei Atomen bedeutet dabei eine Atombindung; ein Strich an einem Atom ein an der Bindung nicht beteiligtes freies Elektronenpaar. Diese Art der Darstellung von Molekülen nennt man Valenzstrichformeln. - Eine einleuchtende physikalische Erklärung dafür, in welcher Weise Elektronen bindend wirken, konnte LEWIS noch nicht geben.

Zur näheren Betrachtung der Atombindung kann als einfachster Fall das Wasserstoffmolekül H₂ gewählt werden:

Im Wasserstoffmolekül liegt erfahrungsgemäß eine starke Bindung vor, denn bei normalen Temperaturen besteht Wasserstoff aus H₂-Molekülen, die erst bei mehreren 1000 Grad weitgehend in Atome gespalten sind. Nähert man zwei getrennte H-Atome einander, so muß man sechs entgegengerichtete elektrostatische Kräfte berücksichtigen:

• die Anziehung zwischen den Kernen und den Elektronen A-1, A-2, B-1, B-2,
• die Abstoßung zwischen den Kernen A und B und zwischen den Elektronen 1 und 2.

Bei größeren Kernabständen überwiegt die Anziehung zwischen Kernen und Elektronen, bei kleinen die Abstoßung der Kerne. In einem Potenial-Abstandsdiagramm (E_pot gegen Kernabstand) drückt sich dies folgendermaßen aus:

Das Minimum der Kurve beschreibt den stabilsten zwischenatomaren Abstand des Moleküls. Gleichzeitig gibt die Energiedifferenz zwischen der Nullinie und dem Minimum den Energiegewinn bei der Bildung eines H₂-Moleküls aus zwei völlig getrennten H-Atomen wieder. Der Gleichgewichtsabstand beträgt 74 pm, die Bildungsenergie -432 kJ/mol. Die Energie, die notwendig ist um 1 mol H₂ in Atome zu spalten, die Dissoziationsenergie, besitzt den gleichen Betrag, allerdings mit positivem Vorzeichen.

Die vorausgegangene Diskussion der Bildung des H₂-Moleküls liefert eine grobe Interpretation der Atombindung: Durch Annäherung der beiden Atome tritt eine Überlappung der beiden 1s-Orbitale ein. In diesem Überlappungsgebiet wird die Ladungswolke dichter, d.h. die Wahrscheinlichkeit ein Elektron anzutreffen ist hier größer als in der Nähe nur eines Kerns. Durch die erhöhte Dichte an negativer Ladung wird zum einen die Abstoßung der beiden Kerne verringert, zum anderen werden die Elektronen wechselseitig von beiden Kernen angezogen, so daß insgesamt der Kernabstand kleiner wird. Dabei sind die beiden Elektronen nicht mehr je einem Kern zuzuordnen, sondern gehören zu beiden Kernen gemeinsam. D.h. das Elektron 1 kann auch in der Nähe des Kerns B angetroffen werden und umgekehrt. - Auf eine Überlappung der Orbitale weist die Tatsache hin, daß der experimentell bestimmte Kernabstand mit 74 pm wesentlich geringer ist als der doppelte BOHRsche Radius des H-Atoms, der etwa dem wellenmechanisch berechneten des 1s-Orbitals entspricht:
2 x 53 pm > 74 pm.

Die Atombindung ist also - wie auch die anderen Bindungsarten zunächst als Wirkung elektrostatischer Kräfte zu sehen.