Chemische Bindungen und Molekülgeometrie: Ionen-, Atom-, Metall- und Wasserstoffbrückenbindungen im Überblick

Ionenbindung: Sie entsteht, wenn die Differenz der Elektronegativität zwischen den beteiligten Atomen größer oder gleich 1,7 ist. Dabei werden Elektronen vollständig übertragen, sodass positiv und negativ geladene Ionen entstehen, die sich durch elektrostatische Kräfte anziehen. Ionenverbindungen bilden ein Kristallgitter und besitzen typischerweise einen hohen Schmelz- und Siedepunkt. Im festen Zustand sind sie spröde und leiten den elektrischen Strom nicht; in der Schmelze oder in Lösung sind sie hingegen elektrisch leitfähig.

Kovalente Bindung: Sie wird gebildet, wenn Atome Elektronen gemeinsam nutzen. Liegt die Differenz der Elektronegativität zwischen 0 und 1,7, spricht man von einer polaren kovalenten Bindung. Ist die Differenz gleich 0, handelt es sich um eine unpolare kovalente Bindung.

Polare Bindung: Sie entspricht dem Typ der kovalenten Bindung, der entsteht, wenn die Differenz der Elektronegativität größer als 0 und kleiner als 1,7 ist. Das bindende Elektronenpaar ist dabei zum elektronegativeren Atom hin verschoben.

Koordinative Bindung: Sie entsteht, wenn beide gemeinsamen Elektronen von nur einem der beteiligten Atome stammen. Das eine Atom stellt ein freies Elektronenpaar bereit (Donor), das andere nimmt es auf (Akzeptor).

Unpolare Bindung: Sie liegt vor, wenn beide Atome die gleiche Elektronegativität besitzen (Differenz = 0). Die Elektronen sind symmetrisch verteilt, wie etwa im Molekül H₂.

Kovalente Verbindungen: Man unterscheidet molekulare Stoffe, die aus einzelnen Molekülen bestehen, und Netzwerkstoffe, bei denen eine unbestimmte Anzahl von Atomen über kovalente Bindungen zu einem Riesenmolekül verknüpft ist.

Metallische Bindung: Sie liegt in Metallen vor. Die Atome sind nicht direkt aneinander gebunden, sondern bilden positiv geladene Ionen an festen Gitterplätzen, die von einem Elektronengas aus frei beweglichen Valenzelektronen umgeben sind.

Molekulare Polarität: Bei zweiatomigen Molekülen bestimmt allein die Elektronegativitätsdifferenz, ob das Molekül polar ist. Bei mehratomigen Molekülen ist zusätzlich die Molekülgeometrie entscheidend, die sich aus der Anordnung der Elektronenpaare in der Valenzschale ergibt.

Bindungsenergie: Sie ist die Energie, die notwendig ist, um eine Bindung zu spalten. Je größer die Bindungsenergie, desto stabiler ist die Bindung.

Intermolekulare Wechselwirkungen:

• Dipol-Dipol-Wechselwirkung: Anziehung zwischen polaren Molekülen, bei der das positive Ende des einen Moleküls das negative Ende eines anderen anzieht.
• Ion-Dipol-Wechselwirkung: Anziehung zwischen einem Ion und einem polaren Molekül.
• Van-der-Waals-Kräfte: Schwache Anziehungskräfte, die auf kurzzeitigen Verschiebungen der Elektronenwolke beruhen und dabei momentane Dipole erzeugen. Sie treten auch zwischen unpolaren Molekülen auf.
• Wasserstoffbrückenbindung: Eine besonders starke Form der Dipol-Dipol-Wechselwirkung. Sie tritt auf, wenn ein Wasserstoffatom an ein stark elektronegatives Atom (N, O oder F) gebunden ist und mit einem freien Elektronenpaar eines anderen elektronegativen Atoms wechselwirkt.

VSEPR-Modell und Molekülgeometrie

Die folgende Tabelle zeigt die Geometrie ausgewählter Moleküle gemäß dem VSEPR-Modell (Valence Shell Electron Pair Repulsion):