Grundlagen der chemischen Bindungen

Ionenbindung

Die Ionenbindung ist die Vereinigung von Ionen mit entgegengesetzter elektrischer Ladung durch elektrostatische Anziehungskräfte. Die Energie, die bei der Bildung von Ionen im gasförmigen Zustand freigesetzt wird, rechtfertigt die Gitterenergie als thermodynamischen Prozess. Je größer die freigesetzte Energie ist, desto stabiler ist das ionische Netzwerk und desto stärker sind die Anziehungskräfte zwischen den Ionen, die die ionische Verbindung bilden.

Eigenschaften ionischer Verbindungen

• Bei Raumtemperatur sind sie Feststoffe, die Kristallgitter bilden.
• Die Schmelz- und Siedepunkte sind sehr hoch, da sie durch intensive elektrostatische Kräfte vereint sind. Um sie zu schmelzen oder zu lösen, muss das Kristallgitter aufgebrochen werden, was aufgrund der starken elektrostatischen Anziehung zwischen den Ionen unterschiedlicher Ladung viel Energie erfordert.
• Die geringe Kompressibilität macht sie hart und spröde. Sie sind hart aufgrund der intensiven elektrostatischen Anziehung; um sie zu zerkratzen, müssten die Bindungen aufgebrochen werden. Sie sind spröde, weil bei einer Verschiebung der Schichten Ionen mit gleichem Vorzeichen aufeinandertreffen, was zu einer elektrostatischen Abstoßung führt und das Netzwerk bricht.
• Sie sind löslich in polaren Lösungsmitteln wie Wasser, da die Lösungsmittelmoleküle die Ionen umgeben (Solvatation). Je niedriger der absolute Wert der Gitterenergie ist, desto besser ist die Verbindung löslich.
• Die elektrische Leitfähigkeit ist im festen Zustand null, da die Kationen und Anionen in einer festen kristallinen Struktur fixiert sind. Sie leiten den Strom nur in geschmolzenem Zustand oder in Lösung, da sich die Ladungen dann frei bewegen können.

Kovalente Bindung

Die kovalente Bindung ist die Bindung zwischen Atomen, die durch das Teilen von Elektronenpaaren gerechtfertigt ist.

Bindungsparameter

• Bindungslänge: Der Abstand, in dem sich die Atome befinden. Die Standardmaßeinheit ist das Angström. Je geringer der Bindungsabstand, desto stärker ist die Bindung.
• Bindungswinkel: Der Winkel zwischen den imaginären Linien, die die Atome durch den Mittelpunkt verbinden. Er wird in Grad gemessen.

Theorien zur Bindung

• Lewis-Formel: Gilbert Newton Lewis erklärte, dass bei der kovalenten Bindung ein oder mehrere Elektronenpaare zwischen zwei Atomen geteilt werden, mit dem Ziel, die Edelgaskonfiguration (Oktettregel) zu erreichen.
• VSEPR-Theorie (TRPECV): Diese Theorie bestimmt die Molekülgeometrie auf der Grundlage der stabilsten Anordnung, die die geringste Abstoßung zwischen den Elektronenpaaren der Valenzschale verursacht.
• Hybridisierung: Die Zufuhr zusätzlicher Energie ermöglicht es Elektronen in der Valenzschale, ein höheres Orbital zu besetzen, was dem Atom erlaubt, mehr ungepaarte Elektronen zu bilden und somit die Anzahl der Bindungen zu erhöhen.
• Polarität: Eine Ladungstrennung in einem Molekül erzeugt ein Dipolmoment, das als Vektor dargestellt wird und in Debye (D) gemessen wird.

Eigenschaften kovalenter Stoffe

Atomare Stoffe

• Bei Raumtemperatur sind Stoffe wie Graphit, Diamant oder Quarz atomare kovalente kristalline Feststoffe mit hohem Schmelzpunkt. Um sie zu schmelzen, müsste das Gitter aus kovalenten Bindungen aufgebrochen werden.
• Strom leitet nur Graphit, da eine elektronische Mobilität durch die Verbindungen zwischen den Schichten der Atome möglich ist.
• Atomare Verbindungen lösen sich aufgrund ihrer kompakten Struktur nicht in Wasser.

Molekulare Stoffe

• Bei Raumtemperatur sind kovalente Substanzen Feststoffe, Flüssigkeiten oder Gase, abhängig von ihrer molekularen Masse. Sie haben niedrigere Schmelz- und Siedepunkte, da nur die intermolekularen Kräfte und nicht die kovalente Bindung selbst überwunden werden müssen.
• Im Allgemeinen leiten sie keinen Strom, außer bei sehr polaren Verbindungen in wässriger Lösung.
• Molekulare Verbindungen ohne Polarität (z. B. Benzin) lösen sich in unpolaren Lösungsmitteln (z. B. Benzol), während polare molekulare Verbindungen sich in polaren Lösungsmitteln lösen.

Eigenschaften von Metallen

Metalle bestehen aus Metallgittern, in denen die Kationen geordnet angeordnet sind und sich die Elektronen frei im Kristall bewegen können. Die Kristallstrukturen sind primär kubisch oder hexagonal.

• Hohe thermische und elektrische Leitfähigkeit: Diese Eigenschaften werden durch die hohe Beweglichkeit der Valenzelektronen ermöglicht.
• Große Verformbarkeit: Die Schichten können gegeneinander verschoben werden, ohne dass sich die Kationen abstoßen. Dies macht Metalle duktil (zu Drähten ziehbar, z. B. Kupfer) und formbar (zu Blechen walzbar, z. B. Aluminium).
• Hohe Schmelz- und Siedepunkte: Die Metallatome sind im Gitter mit großer Intensität verbunden; das Aufbrechen dieser Netze erfordert viel Energie.
• Hohe Dichte: Die Strukturen sind sehr kompakt, was bedeutet, dass die Masse im Verhältnis zum eingenommenen Volumen sehr groß ist.
• Photoelektrischer Effekt: Die Emission von Elektronen von der Metalloberfläche bei Bestrahlung ist möglich, da sich die Elektronen frei um das Kationengitter bewegen.