©stu2010/09/16
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| Chemische Bindung 1 |
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| Neben der metallischen
Bindung gibt es die Ionenbindung,
die polare Atombindung und die Atombindung.
Die Grenzen zwischen diesen drei Bindungsarten sind schwer zu ziehen.
Als Hilfe für die Zuordnung bedient man sich der Elektronegativität (ein Maß für die Anziehung gemeinsamer bindender Elektronen). Je größer die
Differenz der Elektronegativität (EN) zweier Elemente ist,
desto polarer* ist die Bindung.
Unpolar ist die reine Atombindung (zwischen zwei Atomen mit gleicher EN), extrem polar ist die Ionenbindung. |
| Ionenbindung | polare Atombindung | Atombindung |
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Metall + Nichtmetall |
. |
Nichtmetall + Nichtmetall |
| große Differenz der EN | mittlere Differenz der EN | k(l)eine Differenz der EN |
| das elektronegativere Atom nimmt e- auf, das andere gibt e- ab | das elektronegativere Atom zieht bindende e- stärker zu sich | beide Atome ziehen bindende e- ähnlich stark an |
| Bindung durch elektrostatische
Anziehung* ungleich geladener Teilchen
(* ungleich geladene Teilchen ziehen einander an) |
Bindung durch gemeinsame e--Paare | Bindung durch gemeinsame e--Paare |
| Alle Ionen ziehen einander
an
=> NaCl, etc. fest |
Wasserstoffbrücken zw. den Molekülen => daher ist H2O flüssig | keine
Anziehung zw. d. Molekülen
=> H2, N2, O2, etc. gasförmig |
| Ionengitter, keine Moleküle | polare Moleküle | unpolare Moleküle |
| hoher Schmelzpunkt | . | niedriger Schmelzpunkt |
| z. B.: NaCl, CaCO3 | z. B. H2O, HCl, HF, C2H5OH | z. B.: O2, N2, CH4 |
| NaCl:
Cl zieht ein Elektron vollständig zu sich => Cl--Ion bildet
sich
Na gibt Elektron ab => Na+-Ion bildet sich Differenz der EN 1,8 |
H2O:
O zieht die gemeinsamen bindenden Elektronen stärker an als H, das
Molekül ist auf einer Seite stärker negativ, auf der anderen
stärker positiv => Dipol-Moleküle ziehen einander an (Wasserstoffbrücken)
Differenz der EN 1,3 |
O2:
Die beiden O-Atome werden durch zwei gemeinsame Elektronenpaare verbunden
=> Molekül
Differenz der EN 0,0 |
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| Elektronegativität: Elemente links unten im PSE haben die geringste EN, rechts oben die größte. EN nimmt also von unten nach oben und von links nach rechts im PSE zu. Edelgase haben keine EN, da sie kaum Verbindungen eingehen. |
| H: 2,2 | ||||||
| Li: 1,0 | Be: 1,5 | B: 2,0 | C: 2,5 | N: 3,1 | O: 3,5 | F: 4,1 |
| Na: 1,0 | Mg: 1,2 | Al: 1,5 | Si: 1,7 | P: 2,1 | S: 2,4 | Cl: 2,8 |
| K: 0,9 | Ca: 1,0 | Ga: 1,8 | Ge: 2,0 | As: 2,2 | Se: 2,4 | Br: 2,7 |
| Rb: 0,9 | Sr: 1,9 | In: 1,5 | Sn: 1,7 | Sb: 1,8 | Te: 2,0 | I: 2,2 |
| Die Werte für die EN wurden von verschiedenen Leuten geschätzt und unterscheiden sich in manchen Fällen ein wenig. |
Das "Orbitalmodell" erklärt
die Atombindung mit Hilfe von Molekülorbitalen. Gemeinsame bindende
Elektronenpaare unterschiedlicher Atomsorten entsprechen dabei meist sogenannten
"Hybridorbitalen".
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