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kovalenter Radius

 
     
  Radius von Atomen in kovalent gebundenen Molekülen und Strukturen. Es ist empirisches, aber nützliches Konzept zu Interpretation der Bindungslängen in kovalent
gebundenen Molekülen, Ionen und Komplexen. Kovalente Radien lassen sich aus den Abständen
zwischen kovalent gebundenen Atomen des selben Elements ermitteln. Der gefundene Radius hängt
vom Bindungszustand ab; er ist für Mehrfachbindungen kleiner als für Einfachbindungen. Für
Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindungen lassen sich z.B. die folgenden Mehrfachbindungsradien angeben: C-C: 0,77 Å (Einfachbindung),
C=C: 0,66 Å (Doppelbindung),
C≡C: 0,60 Å (Dreifachbindung).
Auch die Art der Hybridisierung spielt eine Rolle. Beispielsweise sind die Einfachbindungsabstände, wieder für Kohlenstoff: C-C (sp3): 0,77 Å (tetraedrisch),


C-C (sp2): 0,74 Å (trigonal planar),
C-C (sp): 0,70 Å (linear).
Kovalente Radien sind deshalb nur beschränkt additiv. Man kann immer dann keine gute Übereinstimmung zwischen experimentell ermittelten Abständen und der Summe von Kovalenzradien
erwarten, wenn sich die Umgebung der beteiligten Atome wesentlich von der unterscheidet, die zur
Ableitung der Standardradien verwendet wurde. Darüber hinaus kann man von kovalenten Radien
keine gute Beschreibung merklich ionischer Bindungen erwarten. Bei Vorliegen polarer
Bindungsanteile ist die Bindungslänge i.d.R. kürzer als die Summe der kovalenten Radien. Eine von
Schomaker und Stevenson stammende empirische Korrektur versucht dem Rechnung zu tragen: d(AX) =r(A)+r(X)-c|χ(A)-χ(X)| mit d(AX)=Bindungslänge, r(A) und r(X)=kovalenter Radius der Atome A und X, χ(A) und χ(X)=
Elektronegativität von A bzw. X. Der Korrekturparameter c hängt von den beteiligten Atomen ab; er
liegt zwischen 2 pm und 9 pm. Die Bindungspolarität äussert sich auch in der Abhängigkeit kovalenter
Bindungslängen von der Oxidationszahl. Weiterhin spielen Mehrfachbindungsanteile und einsame
Elektronenpaare eine Rolle.
 
 

 

 

 
 
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