Chemische Bindungen: Polarität, Metallbindung und Kräfte

Polarisation der Bindungsart

Eine polare Bindung entsteht, wenn zwei Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität aufeinandertreffen. Dies erzeugt Partialladungen an den Enden der Verbindung. Je größer der Unterschied in der Elektronegativität zwischen zwei Atomen ist, desto stärker ist die Bindung polarisiert. Der Wert der Differenz bestimmt den prozentualen ionischen Charakter der kovalenten Bindung.

Polarisierte Moleküle

Ein zweiatomiges Molekül ist polar, wenn seine Bindung polarisiert ist. Bei einem mehratomigen Molekül hängt das Vorliegen eines Dipols von zwei Faktoren ab:

• a) Die Bindungen sind polarisiert.
• b) Die geometrische Form des Moleküls ermöglicht die Existenz eines resultierenden Dipolmoments.

Man muss bedenken, dass ein Molekül trotz polarer Bindungen unpolar sein kann, wenn die Ladungsverteilung symmetrisch ist. In diesem Fall fällt das Zentrum der positiven Ladungsverteilung mit dem Zentrum der negativen Ladung zusammen, wodurch kein molekularer Dipol entsteht.

Die Metallbindung

Nach dem Elektronengasmodell weist die metallische Bindung folgende Merkmale auf:

• 1) Metallatome geben ihre Valenzelektronen ab und werden zu positiven Ionen. Diese ordnen sich geometrisch in einem Kristallgitter an.
• 2) Die Valenzelektronen bilden eine Wolke um die positiven Ionen, in der sie sich frei bewegen können.
• 3) Die Wechselwirkung zwischen positiven Ionen und der Elektronenwolke stabilisiert den Kristall. Im Allgemeinen ist die metallische Bindung umso stärker, je höher die Anzahl der Valenzelektronen ist.
• 4) Die Bindung zwischen den Ionen ist nicht starr, sodass die Schichten der positiven Ionen aneinander vorbeigleiten können.

Metalle in fester Form bilden Kristallgitter mit hoher Dichte. Die häufigsten Strukturen sind:

• Kubisch-flächenzentriert (Al, Cu, Au)
• Hexagonal-dichteste Packung (Mg, Ir, Cd)
• Kubisch-raumzentriert (Li, V, Ba)

Intermolekulare Bindungen

Dies sind die Kräfte, die Moleküle zusammenhalten. Bei kovalenten Verbindungen gibt es drei Arten:

• 1) Dispersionskräfte (Van-der-Waals-Kräfte): Diese treten zwischen unpolaren Molekülen auf. Durch eine leichte Verschiebung der Elektronenwolke entsteht ein kurzzeitiger Induktionsdipol. Dies induziert einen Dipol im Nachbarmolekül, wodurch eine Anziehungskraft entsteht. Die Intensität nimmt mit der Größe des Moleküls zu. Diese Kräfte sind auch für die Existenz flüssiger und fester Edelgase verantwortlich.
• 2) Dipol-Dipol-Wechselwirkungen: Diese treten zwischen dem positiven Ende eines polaren Moleküls und dem negativen Ende eines anderen auf. Die Anziehungskraft steigt mit der Polarität des Moleküls und nimmt mit steigender Temperatur ab.
• 3) Wasserstoffbrückenbindungen: Wasserstoffatome, die an sehr elektronegative und kleine Atome (Fluor, Sauerstoff, Stickstoff) gebunden sind, sind stark positiv polarisiert. Dies ermöglicht eine Bindung, die stärker als eine normale Dipol-Dipol-Bindung ist.