Chemische Bindungen: Typen, Parameter und Hybridisierung

Grundlegende Bindungstypen

Metallische Bindung

Die Anziehungskraft zwischen Metallatomen, die die Stabilität und die charakteristischen Eigenschaften metallischer Gitter gewährleistet.

Kovalente Bindung

Die Verbindung von zwei Atomen, die sich ein oder mehrere Paare von Elektronen teilen.

Ionische Bindung (Elektrostatische Anziehung)

Die Vereinigung, die durch die elektrostatischen Kräfte zwischen positiven und negativen Ionen zur Bildung einer ionischen Verbindung oder eines Kristallgitters entsteht.

Kovalenz eines Elements

Die Kovalenz eines Elements ist die Anzahl der kovalenten Bindungen, die es eingehen kann. Diese ist abhängig von der Anzahl der ungepaarten Elektronen.

Wichtige Bindungsparameter

Bindungsenergie

Die Bindungsenergie eines zweiatomigen Moleküls ist die Enthalpie, die auftritt, wenn ein Mol von Molekülen im Gaszustand in einzelne Atome im unveränderten Zustand (Grundzustand) dissoziiert wird.

Bindungslänge

Der Abstand zwischen den Kernen zweier Atome, die durch eine kovalente Bindung verbunden sind.

Bindungswinkel

Der Winkel, der durch die Geraden gebildet wird, die durch die Atomkerne verlaufen.

Arten kovalenter Bindungen

• Sigma-Bindung (σ): Entsteht durch die frontale (end-to-end) Überlappung zweier Atomorbitale, sodass sich die Elektronendichte zwischen den beiden Kernen konzentriert. Alle Einfachbindungen sind von diesem Typ.
• Pi-Bindung (π): Entsteht durch die seitliche Überlappung der Atomorbitale. Die Elektronendichte ist oberhalb und unterhalb der Ebene konzentriert, welche die Kerne der gebundenen Atome enthält. Eine π-Bindung wird nur gebildet, wenn bereits eine σ-Bindung zwischen den Atomen existiert.

Bindungspolarität und Elektronegativität

Polarität der kovalenten Bindung

Die Differenz der Elektronegativität der beteiligten Atome bestimmt die Polarität der Bindung und die mögliche Polarität des entstandenen Moleküls.

Homonukleare zweiatomige Moleküle

Die beiden Atome haben die gleiche Elektronegnetivität. Es gibt keine Verschiebung der Ladungszentren, und die Moleküle sind unpolar. Die Elektronen werden symmetrisch zwischen den beiden Kernen geteilt.

Heteronukleare zweiatomige Moleküle

Die beiden Atome haben unterschiedliche Elektronegativitäten. Das Bindungsmolekül ist polarisiert und bildet einen molekularen Dipol. Die polare Bindung entsteht, weil eines der Atome die elektronische Ladungsverteilung stärker zu sich hin verschiebt.

Hybridisierung von Atomorbitalen

sp³-Hybridisierung

Die Kombination eines s-Orbitals und dreier p-Orbitale ergibt vier sp³-Hybridorbitale. Diese Orbitale sind auf die Ecken eines regulären Tetraeders gerichtet und bilden Bindungswinkel von 109,5°. (Beispiel: CH₄)

sp²-Hybridisierung

Bei der Kombination eines s-Orbitals mit zwei p-Orbitalen entstehen drei sp²-Hybridorbitale. Die neuen Orbitale liegen auf derselben Ebene und bilden Winkel von 120°. Ein p-Orbital bleibt unhybridisiert.

sp-Hybridisierung

Die Kombination eines s-Orbitals mit einem p-Orbital ergibt zwei sp-Hybridorbitale. Die neuen Orbitale sind linear angeordnet, was zu einem Winkel von 180° führt. Zwei p-Orbitale bleiben unhybridisiert.