Chemische Bindungen: Grundlagen und Stoffeigenschaften

Chemische Bindung und intermolekulare Kräfte

Chemische Bindung: Dies ist die Kraft, welche Atome, Ionen oder Moleküle bindet, um Substanzen zu bilden. Wenn zwei Moleküle durch intermolekulare Kräfte verbunden sind, werden diese als solche bezeichnet. Der Koordinationsindex (Koordinationszahl) gibt die Umgebung eines Ions durch entgegengesetzt geladene Ionen an.

Ionische Bindung und Gitterenergie

Ionische Bindung: Sie resultiert aus der Verbindung zwischen positiven und negativen Ionen. Jedes positive Ion wird von der größtmöglichen Anzahl negativer Ionen umgeben. Die Gitterenergie (E_gitter) ist die Energie, die freigesetzt wird, wenn 1 Mol einer festen Ionenverbindung aus gasförmigen Ionen gebildet wird.

Der Born-Haber-Zyklus

Die Energie des ionischen Kristallgitters kann indirekt berechnet werden. Dies beruht darauf, dass Ionen derselben Verbindung auf zwei Arten gewonnen werden können:

• Indirekter Weg: Die Wirkstoffe binden sich, um einen festen ionischen Kristall zu bilden.
• Direkter Weg: Verdampfung von einem Mol Lithium (Li), Dissoziation von einem halben Mol Fluor (F2), Ionisation von einem Mol Li-Atomen, Elektronenaffinität (Ionisation) von einem Mol Fluor-Atomen sowie Kondensation von gasförmigen Ionen zu einem Mol Feststoff.

Kovalente Bindungen und das Lewis-Modell

Kovalente Bindungen entstehen durch die Vereinigung von zwei Atomen, die ein oder mehrere Elektronenpaare teilen. Im Lewis-Modell werden Symbole um das Element platziert, wobei Punkte die Elektronen der letzten Schale (Valenzschale) simulieren.

Valenzbindungstheorie und Bindungsparameter

Wenn zwei Atome durch kovalente Orbitale verbunden werden, ist die Bindung umso stärker, je mehr diese überlappen. Die Anzahl der kovalenten Bindungen entspricht der Anzahl der ungepaarten Valenzelektronen. Zu den Bindungsparametern gehören:

• Bindungsenthalpie: Die Energie, die erforderlich ist, um ein Mol Bindungen zu trennen und die Elemente im Gaszustand zu erhalten.
• Bindungslänge: Die Entfernung zwischen den Kernen in einer kovalenten Bindung.
• Dipolmoment: Ein Maß für die Polarität eines Atoms. Je größer der Polaritätsunterschied, desto stärker das Dipolmoment (Differenz > 1,7 deutet auf ionisch, < 1,7 auf kovalent hin).

Polare Bindungen und metallische Bindung

Polare Bindungen: Hierbei verschiebt sich die negative elektrische Ladung zum elektronegativeren Atom. Intermolekulare Kräfte: Bei unpolaren Bindungskräften werden die Elektronen gleichmäßig zwischen den Atomen geteilt. Metallische Bindung: Wenn Metallatome zusammenkommen, ordnen sie sich in einem Kristallgitter an.

Van-der-Waals-Kräfte und Wasserstoffbrücken

• Dipol-Dipol-Kräfte: Wirken zwischen polaren Molekülen.
• Dipol-induzierte Dipol-Kräfte: Wirken zwischen polaren und unpolaren Molekülen.
• Dispersionskräfte: Entstehen durch kurzzeitige Dipolinduktion aufgrund von Elektronenbewegungen.
• Wasserstoffbrückenbindungen (H-Brücken): Treten bei Verbindungen mit Fluor (F), Sauerstoff (O) oder Stickstoff (N) auf.

Klassifizierung chemischer Substanzen

• Ionische Substanzen: Bestehen aus positiven und negativen Ionen (Salzbrücken), sind hart, Schmelzpunkt 600–3000 °C, leitfähig in Schmelze/Lösung.
• Kovalente molekulare Stoffe: Bestehen aus Molekülen (Van-der-Waals-Kräfte, H-Brücken), sehr weich, Schmelzpunkt -272 bis 400 °C, nicht leitend.
• Kovalente atomare Stoffe: Atome in einem kovalenten Gitter, sehr hart, Schmelzpunkt 1200–3600 °C, nicht leitend.
• Metallische Stoffe: Bestehen aus positiven Ionen in einer Elektronengaswolke (Metallbindung), weich bis hart, Schmelzpunkte von -39 bis 3400 °C, gute Leiter.