Intermolekulare Kräfte: Definition, Typen und Oktettregel

Intermolekulare Bindungen

Intermolekulare Bindungen sind Bindungen, die Atome mit anderen Molekülen oder ionischen Verbindungen eingehen.

Es gibt 3 Typen:

Ionische Bindung

Die ionische Bindung entsteht durch die Anziehung zwischen zwei oder mehr Ionen unterschiedlicher Ladung. Um die Struktur zu erhalten, muss sie elektrisch neutral sein und die Edelgaskonfiguration aufweisen. Es handelt sich um eine Verbindung zwischen Metallen und Nichtmetallen mit elektrischer Natur, die eine starke Bindung eingehen und feste ionische Verbindungen bilden, d.h. Substanzen in Form von Ionenkristallen.

Kovalente Bindung

Die kovalente Bindung ist eine Bindung zwischen Nichtmetallen, bei der beide Atome die Edelgaskonfiguration erreichen müssen. Sie erhalten die Elektronen, aber da sie sich nicht elektrostatisch anziehen, müssen sie sich die Elektronen teilen. Sie spenden sich gegenseitig Elektronen. Sie ist magnetischer Natur und schwächer als die ionische Bindung. Eine solche Substanz wird Molekül genannt.

Es gibt 3 Arten der Darstellung:

Elektronische Formel

Hier werden die Atome mit den beteiligten Elektronenpaaren dargestellt.

Strukturformel

Hier werden die beteiligten Atome dargestellt, wobei ein Strich ein Elektronenpaar zwischen den Atomen (einfach kovalente Bindung) darstellt, zwei Striche zwei Elektronenpaare (doppelt kovalente Bindung) und drei Striche drei Elektronenpaare (dreifach kovalente Bindung).

Molekulare Formel

Hier wird dargestellt, welche und wie viele Atome gebunden sind.

Oktettregel und Lewis-Formel

Diese Theorie besagt:

Zuerst werden die Valenzelektronen aller Atome des Moleküls addiert. Dann wird das Atom mit den meisten Valenzelektronen in die Mitte gesetzt. Wenn es eine Entscheidung zwischen zwei weniger elektronegativen Atomen gibt, wird bei Oxosäuren das H-Atom an das O-Atom gebunden, das ionisiert wird, und bei Oxysäuren, die nicht ionisiert werden, muss das H-Atom an das zentrale Atom gebunden sein. Ein Strich wird hinzugefügt und das Oktett aller Teilnehmer wird mit Elektronenpaaren vervollständigt (außer H, B, Be). Um die Elektronen des Moleküls zu erhalten, muss die Summe der Valenzelektronen geschlossen sein. Andernfalls müssen die verbleibenden Elektronen durch eine oder mehrere Einfach- oder Doppelbindungen bis hin zu Dreifachbindungen ersetzt werden, sodass die Anzahl der im Molekül verteilten Elektronen mit den Valenzelektronen am Anfang übereinstimmt. Wir nennen eine Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindung zwischen zwei Atomen eine bindende Region und ein freies Elektronenpaar um ein Atom eine nicht-bindende Region. Wenn wir 4 Regionen (bindende oder nicht-bindende) um ein zentrales Atom haben, ist die Geometrie dieses Moleküls tetraedrisch, d.h. die Atome in einem Molekül besetzen das Zentrum eines regelmäßigen Tetraeders und die vier Regionen besetzen die Ecken des Tetraeders und bilden gleiche Winkel von 109° 28'. Wenn das zentrale Atom 3 bindende Regionen und eine nicht-bindende Region hat, ist die Geometrie des Moleküls tetraedrisch-pyramidal, mit dem gleichen Winkel wie die 3 Regionen mit dem Liganden-Atom-Zentrum, ähnlich einer Pyramide. Hinweis: Wenn das Atom der drei bindenden Regionen um das zentrale H-Atom ein freies Elektronenpaar hat, wird eine nicht-bindende Abstoßung auf ein H ausgeübt, und der Winkel beträgt 107°. Wenn um das zentrale Atom 2 bindende Regionen und zwei nicht-bindende Regionen vorhanden sind, ist die Geometrie des Moleküls ebenfalls tetraedrisch mit einem Winkel von 109° 28'. Anmerkung: Wenn das Atom der zwei Liganden-Regionen um das zentrale Atom für H ist, beträgt der Winkel 105° aufgrund der Abstoßung nicht-bindender Elektronenpaare. Wenn um das zentrale Atom nur drei bindende Regionen vorhanden sind, ist die Geometrie des Moleküls trigonal-planar mit Winkeln von 120°. In dieser Geometrie hat das zentrale Atom in der Regel eine Doppelbindung und zwei Einfachbindungen. Wenn um das zentrale Atom nur 2 Liganden-Regionen vorhanden sind, ist die Geometrie des Moleküls linear mit einem Winkel von 180°. In dieser Geometrie hat das zentrale Atom in der Regel eine Dreifachbindung und eine Einfachbindung oder zwei doppelt kovalente Bindungen.

Metallische Bindung

Eine metallische Bindung ist eine Bindung zwischen Metallen und ist sehr stark.

Intermolekulare Bindungen

Bindungen, die von einem Molekül mit einem anderen Molekül verursacht werden, bewirken, dass mehrere Moleküle miteinander verbunden bleiben und Substanzen bilden. Die Stärke der intermolekularen Kräfte der Substanz bestimmt den Zustand fest/flüssig oder gasförmig.

Es gibt zwei Arten:

Dipol-Dipol-Wechselwirkungen

Dipol-Dipol-Wechselwirkungen treten zwischen polaren Molekülen auf. Wenn ein polares Molekül ein H-Atom in Verbindung mit F, O oder N hat, wird die intermolekulare Dipol-Dipol-Wechselwirkung als H-Brücke bezeichnet, eine stärkere intermolekulare Bindung aufgrund des großen Unterschieds in der Elektronegativität dieser Atome.

Van-der-Waals-Kräfte (London-Kräfte oder induzierte Dipol-Dipol-Wechselwirkungen)

Van-der-Waals-Kräfte treten nur zwischen unpolaren Molekülen auf. Diese Bindung ist die schwächste intermolekulare Bindung. Bei unterschiedlichem Molekulargewicht haben sowohl polare als auch Van-der-Waals-Kräfte unterschiedliche Stärken, da diese intermolekulare Kraft mit dem Molekulargewicht zunimmt. Je größer die Molmasse des Moleküls ist, desto größer sind die nicht-polaren Van-der-Waals-Kräfte.