Chemische Bindungen: Ionisch, Kovalente und Metallische Bindung einfach erklärt

Chemische Bindungen: Grundlagen und Typen

Chemische Elemente können homoatomare (gleiche Atome) oder heteroatomare (verschiedene Atome/Verbindungen) Pools bilden. Elemente verbinden sich, um mehr Stabilität zu erreichen, indem sie die Elektronenkonfiguration eines Edelgases anstreben.

Bindungstypen

Ionische Bindung

Bildung zwischen Metallen und Nichtmetallen.

Kovalente Bindung

Bildung zwischen Nichtmetallen.

Metallische Bindung

Bindung zwischen Metall und Metall.

Details zur Ionischen Bindung

Bildung von Ionen

Nichtmetalle in der Nähe der Edelgase neigen dazu, die zur Erreichung des nächsten Edelgases benötigte Anzahl an Elektronen zu gewinnen. Wenn ein Atom Elektronen gewinnt, bildet es ein negatives Ion (Anion), dessen Ladung der Anzahl der gewonnenen Elektronen entspricht.

Wenn sich ein Metall und ein Nichtmetall verbinden, bildet sich das Nichtmetall zum Anion, indem es Elektronen gewinnt, während das Metall Elektronen verliert und Kationen bildet. Die Stöchiometrie richtet sich nach den Ladungen von Anionen und Kationen.

Bildung von Ionischen Festkörpern

Sobald Ionen gebildet sind, ziehen sich Kationen und Anionen gegenseitig an und stoßen gleichgeladene Ionen ab. Da die Anzahl der umgebenden Ionen entgegengesetzter Ladung die Abstoßung überwiegt, bilden sich große Cluster aus Kationen und Anionen, wodurch die ionische Verbindung fest wird.

Koordinationsindex (KI)

Der KI ist die Anzahl der Ionen mit entgegengesetzter Ladung, die ein bestimmtes Ion umgeben. Der KI hängt vom Verhältnis zwischen dem Radius des Kations und dem Radius des Anions ab; je höher dieses Verhältnis, desto höher ist der KI.

Gitterenergie (ER)

Die ER ist die Energie, die freigesetzt wird, wenn ein Mol eines ionischen Kristalls aus seinen Ionen gebildet wird. Die ER hängt ab von:

• Der Entfernung zwischen zwei aufeinanderfolgenden Ionen unterschiedlichen Vorzeichens.
• Den Ladungen der Ionen (hängt auch von der kristallinen Form ab).

Die ER ist direkt proportional zum Produkt der Ionenladungen und umgekehrt proportional zum interionischen Abstand.

Allgemeine Eigenschaften von Ionischen Verbindungen

1. Sie sind kristalline Feststoffe.
2. Sie sind hart.
3. Sie sind spröde.
4. Sie leiten Strom im flüssigen Zustand oder in Lösung, aber nicht im festen Zustand.
5. Sie sind in Wasser löslich (als in organischen Lösungsmitteln). Um eine ionische Verbindung aufzulösen, muss die Gitterenergie überwunden werden; je höher die ER, desto schwieriger die Auflösung. Wenn Ionen freigesetzt werden, umgeben Wassermoleküle sie in einem Prozess namens Hydratation. Je größer die Hydratation, desto besser die Löslichkeit.
6. Ionische Verbindungen haben sehr hohe Schmelz- und Siedetemperaturen, da das ionische Kristallgitter beim Schmelzen gebrochen werden muss.

Mehratomige Ionen

Mehratomige Ionen bestehen aus mehreren kovalent gebundenen Atomen. Wenn sie einen Mangel an Elektronen (bezogen auf die Gesamtprotonenzahl) aufweisen, werden sie zu Kationen. Ein negatives mehratomiges Ion hat einen Überschuss an Elektronen im Verhältnis zur Gesamtprotonenzahl.

Details zur Kovalente Bindung

Kovalente Bindungen (Homoatomar und Heteroatomar)

Atome von Nichtmetallen bilden homoatomare Stoffe, wenn sie zum gleichen Element gehören, und heteroatomare Stoffe, wenn sie zu verschiedenen Elementen gehören (Verbindungen).

Oktettregel und Lewis-Strukturen

Lewis postulierte die Oktettregel: Elemente teilen Elektronen in ihrer äußersten Schicht, um 8 Elektronen zu erreichen (volles Oktett). Nach der Bindungsbildung gehören die Bindungselektronen zu beiden Atomen.

Dative Kovalente Bindung (Koordinative Bindung)

Eine Bindung, bei der ein Atom ein freies Elektronenpaar bereitstellt und das andere Atom entweder ein freies Elektron oder ein Elektronenloch besitzt.

Polarität der Kovalenten Bindung

Die gemeinsame Nutzung von Elektronen ist nur dann gleichmäßig, wenn die beiden gebundenen Atome die gleiche Elektronegativität haben (d. h. sie gehören zum selben Element). Wenn die Bindung zwischen zwei unterschiedlichen Atomen besteht, werden die Bindungselektronen stärker vom elektronegativeren Atom angezogen. Man spricht dann von einer polaren kovalenten Bindung.

Molekulare Polarität

Bei zweiatomigen Molekülen ist das Molekül polar, wenn die Bindung polar ist, und unpolar, wenn die Bindung unpolar ist. Bei dreiatomigen oder größeren Molekülen kann das Molekül trotz polarer Bindungen unpolar sein, wenn:

1. Die peripheren Atome zum gleichen Element gehören.
2. Die geometrische Struktur regelmäßig ist (linear, dreieckig, tetraedrisch) und keine freien Elektronenpaare vorhanden sind.

Theorie der Elektronenpaarabstoßung (VSEPR)

Die Elektronenpaare, die ein Zentralatom eines Moleküls besitzt, stoßen sich gegenseitig ab und versuchen, einen möglichst großen Winkel zueinander einzunehmen. Die Abstoßungskraft variiert in folgender Stärke:

Bindung-Bindung < Bindung-freies Paar < freies Paar-freies Paar Abstoßung.

Intermolekulare Kräfte

Intramolekulare Bindungen allein können die Bildung von kondensierten Zuständen vieler molekularer Verbindungen nicht erklären. Die Kräfte zwischen den Molekülen werden auch im gasförmigen Zustand beobachtet (Van-der-Waals-Kräfte).

Van-der-Waals-Kräfte

Es gibt anziehende und abstoßende Kräfte elektrischer Natur zwischen den Teilchen eines Stoffes, die die Bildung von molekularen Flüssigkeiten und Festkörpern ermöglichen.

Typen von Van-der-Waals-Kräften

Diese Kräfte sind umso intensiver, je höher die Molekülmasse der Substanz ist. Sie sind jedoch alle viel schwächer als Ionen- und kovalente Bindungen.

• Dipol-Dipol-Kräfte: Zwischen polaren Molekülen (oft durch freie Paare am Zentralatom verursacht).
• Dispersionskräfte (London-Kräfte): Treten in allen Substanzen auf, sind aber nur zwischen unpolaren Molekülen wichtig. Sie entstehen durch momentane Dipole, die sich in kondensierten Zuständen gegenseitig beeinflussen.
• Wasserstoffbrückenbindung: Tritt auf, wenn ein H-Atom an ein sehr elektronegatives und kleines Atom (F, O, N) gebunden ist. Das H-Atom eines Moleküls wird von einem elektronegativen Atom eines anderen Moleküls angezogen. Da H sehr klein ist, kann es näher kommen und eine stärkere Bindung als Van-der-Waals-Kräfte bilden, aber viel schwächer als Ionen- und kovalente Bindungen.

Eigenschaften von Festkörpern

Kovalente Festkörper

Beispiele: SiO2, C, Si, SiC. Sie sind hart, haben sehr hohe Schmelz- und Siedepunkte und sind Isolatoren für Wärme und Strom. Sie lösen sich nicht auf.

Kovalente Molekulare Festkörper

Diese Stoffe haben niedrigere Schmelz- und Siedepunkte, sind weicher und löslich in organischen Lösungsmitteln (die Löslichkeit in Wasser steigt, wenn die Moleküle polar sind). Wenn sie Wasserstoffbrückenbindungen enthalten, sind sie sehr leicht in Wasser löslich.

Eigenschaften der Metallischen Bindung

Metalle weisen folgende Eigenschaften auf:

• Charakteristische Glanz.
• Meist graue Farbe (Ausnahmen: Gold und Kupfer).
• Gute Leiter von Wärme und Strom im festen und flüssigen Zustand.
• Sie sind zäh (dehnbar und formbar).
• Die metallische Bindung bleibt im festen und flüssigen Zustand erhalten, nicht aber im Gaszustand.