Chemische Bindung
Chemische Bindung ist die Bezeichnung für den Zusammenhalt der kleinsten Teilchen in chemischen Stoffen. Die kleinsten Teilchen können Atome, Anionen, Kationen oder Moleküle sein. Durch Lösen und Knüpfen von chemischen Bindungen in einer chemischen_Reaktion werden Stoffe ineinander umgebaut. Die Produkte können völlig andere Eigenschaften als die Ausgangsstoffe besitzen.Starke Bindungen
Oktettregel und Wertigkeit der Elemente
Walther Kossel (1915) und Gilbert Newton Lewis (1916) entwickelten die Oktettregel zur Erklärung der Zahlenverhältnisse der Elemente in chemischen Bindungen. Demnach sind die Elementatome bestrebt, durch chemische Bindung die im Periodensystem nächst gelegene Edelgas-Konfiguration zu erreichen, indem sie die entsprechende Zahl an Elektronen abgeben oder aufnehmen. Die bestimmende Eigenschaft ist somit die Wertigkeit der Elemente.
Beispiele:
Fluor nimmt ein Elektron auf und erhält als F? die Konfiguration des Neons.
Calcium gibt zwei Elektronen ab und erhält als Ca2+ damit die Konfiguration des Argons.
Die Bezeichnung Oktettregel leitet sich von den acht Valenzelektronen der Edelgase ab.
Diese Regel gilt allerdings nur in der 1. und 2. Periode der Hauptgruppenelemente ohne Einschränkung. Bei den Hauptgruppenelementen der übrigen Perioden können auch andere Konfigurationen erreicht werden. So hat der Schwefel in der Schwefelsäure 12 Valenzelektronen (Diese Annahme gilt jedoch nur in erster Näherung. Nach modernen Berechnungen und in der MO-Theorie wird das Elektronenoktett nicht überschritten! Die Bindung erhält stattdessen teilweise ionischen Charakter.). Die Nebengruppenelemente erreichen zuweilen andere, relativ stabile Konfigurationen.
Metallcharakter im Periodensystem
Innerhalb einer Periode nimmt der Metallcharakter der Atome im Periodensystem von links nach rechts ab und von oben nach unten zu. Entsprechend findet man fließende Übergänge zwischen den drei Bindungsarten, an welchen Metalle und Nichtmetalle beteiligt sind. Für den Ionencharakter gilt das gleiche Prinzip in umgekehrter Richtung. Hierzu einige Beispiele aus der 3. _Periode:Innerhalb der Verbindungen des Chlors mit den Elementen der 3. Periode des Periodensystems nimmt der Ionencharakter der Bindungen immer mehr ab und der kovalente Charakter zu.
Innerhalb der Verbindungen des Natriums mit den Elementen der 3. Periode nimmt der Metallcharakter der Bindungen immer mehr ab und der Ionencharakter immer mehr zu.
Innerhalb der Metallgitter oder Moleküle der Elemente der 3. Periode nimmt der Metallcharakter immer mehr ab und der kovalente Charakter zu.
Entsprechend der Oktettregel kommt eine chemische Bindung formal dadurch zustande, dass Nichtmetallatome als Bindungspartner Elektronen aufnehmen und Metalle Elektronen abgeben. Man bezeichnet dies als Donator-Akzeptor-Prinzip.
Ionenbindung
) weist wie Kaliumiodid eine typische Ionenbindung auf]]
Eine Ionenbindung wird zwischen Metall- und Nichtmetallatom dadurch ausgebildet, dass das Metallatom seine Valenzelektronen vollständig an das Nichtmetallatom abgibt. Dadurch entsteht aus dem Metallatom ein Kation und aus dem Nichtmetallatom ein Anion. Aufgrund der elektrostatischen Anziehung zwischen diesen Ionen entsteht ein Ionengitter. Gitter bilden sich nur im festen Zustand aus. Im flüssigen Zustand bricht das Gitter zusammen, die Teilchen sind leichter gegeneinander verschiebbar, der Bindungscharakter bleibt aber erhalten.
Ionische Verbindungen haben auf Grund der hohen elektrischen Anziehungskräfte zwischen ihren Teilchen salzartigen Charakter: Sie weisen hohe Schmelztemperaturen auf, leiten den elektrischen Strom nur in Schmelze und Lösung (Leiter 2. Ordnung, Elektrolyte) und sind sehr spröde.
Beispiel: Formale Bindungsbildung von Kaliumiodid
:
Metallbindung
Da bei einer Festpunkt. In Makromolekülen (zum Beispiel Polypeptide) treten sie auch als innermolekulare Bindungen auf. Bei sehr schwachen Bindungen wird statt des Begriffs Bindung der Begriff Wechselwirkung oder Zwischenmolekulare Kraft verwendet.
Bei schwachen Bindungen kann kein vollständiger Elektronenübergang oder Ausbildung von bindenden Elektronenpaaren formuliert werden.
Hier findet nur eine Verschiebung von negativer Ladung innerhalb eines Moleküls statt, wodurch elektrische Dipole entstehen, die andere Dipole oder Ionen anziehen können (siehe polare Atombindung).
In Proteinen können alle Arten der schwachen Wechselwirkung sowie Ionen- und Atombindungen auch innerhalb eines einzigen Polypeptid-Moleküls auftreten.
Elektrostatische Anziehung
Alle chemischen Bindungen und Wechselwirkungen lassen sich auf elektrostatische Anziehung zwischen entgegengesetzten Ladungen zurückführen.
Andererseits hängt die Gitterenergie von der elektrischen Ladung der beteiligten Ionen ab: Je größer die Ladungen, desto größer sind die Anziehungskräfte und um so größer ist die Gitterenergie.
Beispiele: Gitterenthalpie bei 25 °C in kJ/mol (in den Beispielen ändert sich der Ionenradius nur wenig):
Die Bindungsenthalpie der Atombindung ist durch die Enthalpieänderung bei der Dissoziation von Molekülen in ihre Atome in der Gasphase definiert. Sie hängt, wie die Bindungslänge (siehe oben), sowohl von der Größe der gebundenen Atome als auch von der Zahl der bindenden Elektronenpaare ab: Je größer der Radius der Bindungspartner, desto größer ist ihr Abstand und desto kleiner ist die Bindungsenergie. Bei Bindungen zwischen gleichartigen Atomen lässt sich erkennen, dass ihr Abstand auch von der Zahl der bindenden Elektronenpaare abhängt:
{| class="prettytable"
|- class="hintergrundfarbe6"
! Name
! Formel
! Bindung
! Bindungslänge in pm
! Bindungsenthalpie in kJ/mol
|-
| style="text-align: left" | Chlor
/'> Cl2
| Cl-Cl
| 199
| 242
|-
| style="text-align: left" | Ethen
/'> C2H4
| C=C
| 134
| 614
|-
| style="text-align: left" | Benzol 147 kJ/mol.
:Die intermolekularen Wechselwirkungen haben nur noch 10 % der Bindungsstärke der starken Bindungen. Dennoch haben sie einen starken Einfluss auf Fest- und Kochpunkte der Stoffe:
Bei der Wasserstoffbrückenbindung beträgt die Bindungsenthalpie bei starker Polarisierung der Bindungspartner mindestens 40 kJ/mol, bei schwacher Polarisierung höchstens 20 kJ/mol. Sie ist verantwortlich dafür, dass der Siedpunkt von Wasser bei 100 °C liegt, während der Siedepunkt von Schwefelwasserstoff ?83 °C beträgt (siehe Siedepunktanomalie) Wasserstoffbrückenbindungen sind in der Regel zwischenmolekulare Wechselwirkungen. In Eis liegt unterhalb 0 °C ein Molekülgitter vor, ebenso in Zucker (Saccharose) bei Zimmertemperatur (Kristallzucker).
Dipol-Dipol-Wechselwirkungen treten zwischen polaren Molekülen auf, die nicht die Bedingungen für eine Wasserstoffbrückenbindung erfüllen. Beispiel: Ether: H3C-O-CH3. Die Stärke der Dipol-Dipol-Wechselwirkung ergibt sich aus der Formel
:
:µ1,2: Dipolmomente
Dipol-Ion-Wechselwirkungen treten unter anderem beim Auflösen von Salzen in Wasser auf. Dabei umgeben die Wasserdipole die Ionen als Hydrathülle und verhindern dadurch, dass sich Kationen und Anionen wieder zu einem Gitterverband zusammenfügen. Die Stärke der Ion-Dipol-Wechselwirkung ergibt sich aus der Formel
:
:e1: Ionenladung
:µ1: Dipolmoment
Van-der-Waals-Wechselwirkungen entsteht zwischen unpolaren Molekülen, die sich bei Annäherung gegenseitig polarisieren, es entstehen induzierte Dipole (im Gegensatz zu den permanenten Dipol-Molekülen wie Wasser und Schwefelwasserstoff). Beispiel: Atomverbände in flüssigen Edelgasen, Molekülgitter des Iods bei Zimmertemperatur, π-Komplex bei der Bromierung des Ethens. Die Bindungsenthalpie der Van-der-Waals-Wechselwirkung liegt bei einer Größenordnung von 1 kJ/mol. Ihr Betrag hängt vom Dipolmoment der Teilchen ab. Da es sich aber hier um induzierte Dipole handelt, spielt auch die Polarisierbarkeit der zunächst unpolaren Atome eine Rolle: Große ?weiche? Atome lassen sich leichter polarisieren als kleine ?harte?. (Die Definitionen ?hart? und ?weich? sind hier aus dem HSAB-Konzept entnommen.) Dies lässt sich an den Siedepunkten der Edelgase ablesen, die mit zunehmender Größe zunehmend stärkere Van-der-Waals-Wechselwirkungen ausbilden und damit zunehmend mehr Energie benötigen, um diese Anziehungskräfte zu überwinden und in die Gasphase überzutreten.
Die Siedepunkte unpolarer Moleküle hängen allerdings auch von der Oberfläche ab, mit der sie zu benachbarten Molekülen Van-der-Waals-Wechselwirkungen ausüben können. So beträgt der Siedepunkt des linearen, unverzweigten n-Physisorption. Zu der Physisorption gehört z. B. die Van-der-Waals-Bindung oder die Wasserstoffbrückenbindung.
Bei größeren Bindungsenergien spricht man von Chemisorption, bei der die beteiligten Elektronen-Orbitale überlappen und so zu einer Bindung führen. Zur Chemisorption gehört die kovalente Atombindung und die Komplexbindung.
Von Physisorption spricht man bei Bindungsenergien im meV-Bereich, von Chemisorption im eV-Bereich und größer. Eine genaue Grenze zwischen beiden ist oftmals nicht möglich.
Literatur
Allgemeine Lehrbücher
Literatur_zu_Physikalischer_Chemie
Literatur_zu_Theoretischer_Chemie
Theorie der chemischen Bindung
* J. Reinhold, Quantentheorie der Moleküle, 3. Aufl., Teubner, 2006, ISBN 3835100378.
* L. Pauling, Die Natur der chemischen Bindung, 2.Nachdr. d. 3. Aufl., Wiley-VCH, 1988''', ISBN 9783527252176.
Weblinks
• Umfangreiche Erklärungen zur chemischen Bindung
• Kleine Einführung in die Molekularsoziologie - die Wissenschaft vom molekularen Zusammenleben und von den zwischenmolekularen Beziehungen
su:Beungkeut kimia
ta:????????? ????????
