Intermolekulare Kräfte und metallische Bindungen erklärt

Van-der-Waals-Kräfte

Dies sind die Kräfte, die zwischen den Molekülen einer kovalenten Verbindung wirken. Diese Kräfte sind bei weitem schwächer als die chemischen Bindungen an sich. Sie bewirken die Anziehung zwischen verschiedenen Molekülen, und ihre Intensität hängt hauptsächlich von der Elektronegativitätsdifferenz zwischen den Atomen des Moleküls sowie der Größe der Atome ab. Je größer das Molekül, desto intensiver ist die Kraft zwischen den Molekülen.

Die intermolekularen Kräfte entstehen durch elektrostatische Anziehung zwischen permanenten Dipolen in heteronuklearen Molekülen oder induzierten Dipolen in homonuklearen Molekülen. Je intensiver die intermolekularen Kräfte sind, desto stärker beeinflussen sie den Aggregatzustand sowie die Schmelz- und Siedetemperaturen.

Bei homonuklearen Molekülen führt eine momentane Auslenkung der Elektronenwolke zu Dipolen. Je größer die Atome, desto höher ist die Polarisierbarkeit, was die unterschiedlichen Aggregatzustände der Halogene erklärt.

Wasserstoffbrückenbindungen

Diese treten zwischen Molekülen auf, die ein Wasserstoffatom enthalten, das an ein kleines und sehr elektronegatives Atom gebunden ist. Diese Kräfte basieren auf der elektrostatischen Anziehung zwischen dem positiv polarisierten Wasserstoff eines Moleküls und einem negativ polarisierten Teil benachbarter Moleküle.

Sie sind deutlich intensiver als Van-der-Waals-Kräfte und daher für die anomalen Aggregatzustände sowie die hohen Schmelz- und Siedetemperaturen verantwortlich.

Metallische Bindung

Die metallische Bindung tritt in allen metallischen Elementen auf. Sie wird durch das Modell erklärt, bei dem jedes Metallatom Elektronen (e^-) abgibt, um eine stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen. Dabei entstehen Metallkationen, die die Knotenpunkte eines Kristallgitters besetzen. Die freigesetzten Elektronen bilden eine „Elektronenwolke“ um das metallische Netzwerk. Die Bindungskräfte sind elektrostatischer Art zwischen den Metallkationen und der Elektronenhülle.

Eigenschaften von Metallen

• Dichte: Sie sind meist fest und sehr dicht, da ihre Gitterstrukturen sehr kompakt sind.
• Glanz: Metalle besitzen einen charakteristischen metallischen Glanz.
• Verformbarkeit: Sie sind in der Regel duktil und verformbar.
• Thermische Eigenschaften: Sie haben hohe Schmelz- und Siedepunkte aufgrund der Stärke der metallischen Bindung.
• Leitfähigkeit: Sie leiten elektrischen Strom im festen Zustand, da sich die Elektronen im Gitter frei bewegen können.
• Löslichkeit: Sie sind in der Regel in gängigen Lösungsmitteln unlöslich.