Chemische Bindungen, Polarität und Kolligative Eigenschaften

Arten Chemischer Bindungen und Ihre Eigenschaften

Die wichtigsten Arten chemischer Bindungen sind:

• Ionenbindung (Elektrovalente Bindung oder Polare Bindung): Übertragung von Elektronen (e⁻).
• Kovalente Bindung: Gemeinsame Nutzung (Kompartimentierung) eines Elektronenpaares zwischen zwei Atomen.
• Koordinative Kovalente Bindung: Eines der beiden Atome stellt das gesamte Elektronenpaar zur gemeinsamen Nutzung bereit.

Weitere Bindungsarten und Kräfte

• Metallbindung
• Wasserstoffbrückenbindung
• Van-der-Waals-Kräfte

Ionenbindung (Ionische Substanz)

Ionenbindungen entstehen durch elektrostatische Kräfte, welche die Ionen in einem starren, wohldefinierten dreidimensionalen Gitter zusammenhalten. Ionische Substanzen sind meist Feststoffe mit hohem Schmelzpunkt (Smp.).

Kovalente Bindung

Bei der kovalenten Bindung teilen sich Atome ein Elektronenpaar (e⁻-Paar). Dieses Paar wird von den Kernen der beiden Atome angezogen. Die kovalente Bindung wird auch als Elektronenpaar-Bindung bezeichnet.

Wichtige Aspekte der kovalenten Bindung

Bei der Betrachtung der kovalenten Bindung sind folgende Punkte zu berücksichtigen:

• Die Orbitale, die durch das Elektronenpaar besetzt sind.
• Die räumliche Anordnung des Elektronenpaares.
• Ob es sich um Mehrfachbindungen handelt (zwei oder drei Bindungen).
• Das Vorhandensein von nichtbindenden (freien) Elektronenpaaren.
• Ob die Bindung polar oder unpolar ist.

Koordinative Kovalente Bindung

Diese Bindung besteht aus der gemeinsamen Nutzung eines Elektronenpaares zwischen zwei Atomen, wobei das Paar vollständig von einem der gebundenen Atome bereitgestellt wird.

Polarität Chemischer Bindungen

Definition der Polarität

Die Polarität beschreibt die Verteilung der geteilten Elektronen in einer Bindung. Wenn zwei Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität (EN) verbunden sind, werden die Elektronen stärker zum elektronegativeren Atom hingezogen. Dadurch ist die elektronische Wolke nicht gleichmäßig verteilt, was zu einer partiellen positiven (δ+) und einer partiellen negativen (δ-) Ladung im Molekül führt. Dies resultiert in einer polaren Bindung.

Je größer der Unterschied in der Elektronegativität, desto größer ist die Bindungspolarität. Ein extremer Fall dieser Bindung ist die Ionenbindung.

• Unpolare Kovalente Bindung: Elektronen sind gleichmäßig aufgeteilt.
• Polare Kovalente Bindung: Eines der Atome hat eine höhere Anziehungskraft auf die Elektronenwolke.
• Ionenbindung: Im Extremfall wird ein Elektron fest von einem Atom übertragen und von einem anderen Atom akzeptiert, wodurch Ionen entstehen.

Differenzierung der Bindungstypen mittels Elektronegativität (ΔEN)

Um polare, unpolare und ionische Bindungen zu unterscheiden, muss die Differenz der Elektronegativität (ΔEN) zwischen den beiden gebundenen Atomen bekannt sein:

• Wenn ΔEN zwischen 0 und 0,4 liegt: Unpolar
• Wenn ΔEN zwischen 0,4 und 1,7 liegt: Polar
• Wenn ΔEN größer als 1,7 ist: Ionisch

Stärke von Kovalente Bindungen

Die Stärke der kovalenten Bindung zwischen zwei Atomen wird durch die Energie bestimmt, die benötigt wird, um die Bindung zu brechen.

Metallbindung

Die Metallbindung beschreibt die Vereinigung von Metallatomen. Die Atomkerne bilden ein Gitter. Die freien Elektronen bewegen sich um dieses positive Gitter herum und bilden das sogenannte Elektronenmeer.

Lösungen und Intermolekulare Kräfte

Definition Lösung

Eine Lösung ist eine homogene Mischung, die entsteht, wenn ein Stoff in einem anderen verteilt wird.

Intermolekulare Kräfte (IMF)

Zu den intermolekularen Kräften gehören:

• London-Kräfte (Dispersionskräfte): Intermolekulare Kräfte zwischen unpolaren kovalenten Molekülen.
• Dipol-Dipol-Kräfte: Intermolekulare Anziehung zwischen polaren kovalenten Molekülen.
• Wasserstoffbrückenbindung
• Ion-Dipol-Kräfte: Wechselwirkungen zwischen geladenen Ionen und polaren Molekülen. Gleiche Ladungen stoßen sich ab, während Gegensätze sich anziehen.

Energiebilanz bei Bindungen

• Bildung einer Bindung setzt Energie frei.
• Das Brechen einer Bindung erfordert Energie.

Auswirkungen des Drucks auf die Löslichkeit

Die Löslichkeit eines Gases in einem Lösungsmittel steigt mit zunehmendem Partialdruck des Gases über dem Lösungsmittel. Im Gegensatz dazu wird die Löslichkeit von Feststoffen und Flüssigkeiten durch Druck nicht nennenswert beeinflusst.

Kolligative Eigenschaften von Lösungen

Kolligative Eigenschaften sind physikalische Eigenschaften von Lösungen, die von der Anzahl der gelösten Teilchen abhängen, nicht aber von deren Art. (Kolligativ bedeutet „abhängig von der kombinierten Wirkung der Teilchen“).

Die vier wichtigsten kolligativen Eigenschaften sind:

1. Dampfdruckerniedrigung
2. Siedepunkterhöhung
3. Gefrierpunktserniedrigung
4. Osmotischer Druck

Dampfdruckerniedrigung

Der Dampfdruck über einer Flüssigkeit ist das Ergebnis eines dynamischen Gleichgewichts. Die Geschwindigkeit, mit der Moleküle die Flüssigkeitsoberfläche verlassen und in die Gasphase übergehen, entspricht der Geschwindigkeit, mit der Moleküle aus der Gasphase in die flüssige Phase zurückkehren.

Siedepunkterhöhung

Der Siedepunkt einer Lösung mit einem nichtflüchtigen gelösten Stoff ist größer als der Siedepunkt des reinen Lösungsmittels. Dies liegt daran, dass der gelöste Stoff den Dampfdruck der Lösung senkt und somit höhere Temperaturen erforderlich sind, um die Lösung zum Kochen zu bringen.

Gefrierpunktserniedrigung

Der Gefrierpunkt entspricht der Temperatur, bei der der Dampfdruck der flüssigen und der festen Phase gleich sind. Der Gefrierpunkt einer Lösung ist niedriger als der des reinen Lösungsmittels, da sich der gelöste Stoff in der Regel nicht in der festen Phase des Lösungsmittels löst.

Osmotischer Druck

Wenn das Lösungsmittel und die Lösung durch eine semipermeable Membran getrennt sind (die den Durchgang von Lösungsmittelmolekülen ermöglicht), entwickelt sich in der Lösung ein osmotischer Druck.

Osmose: Die Nettobewegung des Lösungsmittels aus reinem Lösungsmittel oder einer Lösung niedriger Konzentration zu einer Lösung hoher Konzentration des gelösten Stoffes.

Zusammenfassung der Bindungstypen

• Ionische Verbindungen: ΔEN > 1,7
• Polare Verbindungen: 0,4 < ΔEN ≤ 1,7
• Unpolare Verbindungen: 0 ≤ ΔEN ≤ 0,4

Entsprechung der Bindungstypen

• Elektrovalent = Ionenverbindung
• Polar = Polare kovalente Verbindung
• Unpolar = Unpolare kovalente Verbindung

Wichtige Konzentrationsformeln

• Molarität (M): M = mol / Liter
• Molalität (m): m = mol / kg
• Massenprozent (%): % Gewicht = (Masse gelöster Stoff / Masse Lösung) * 100
• Parts per Million (ppm): ppm = (Masse gelöster Stoff / Masse Lösung) * 10⁶
• Formelmasse (FM): FM = Masse gelöster Stoff / Mol (Lösung)