Chemische Bindung - Chemical bond

Foto zeigt die Natur chemischer Bindungen in kristallinem Graphit durch Elektronenwolken-Densitometrie ρ(x,y) . Das Kohlenstoffatom ist rosa Bereich der beiden inneren Elektronen und vier Valenzelektronen: zwei π - Bindungen (blaue Farbe), die sich seitlich tritt aus Graphitschicht und zwei starke σ - Bindungen (grün) in der Form von Orbital Hybriden . Es ist bekannt, dass jedes Kohlenstoffatom in Graphit drei sp²-Orbitalhybride besitzt, aber das Foto zeigt den Rand des Kristalls, daher fehlt das dritte Hybridatom.

Eine chemische Bindung ist eine dauerhafte Anziehungskraft zwischen Atomen , Ionen oder Molekülen , die die Bildung chemischer Verbindungen ermöglicht . Die Bindung kann durch die elektrostatische Anziehungskraft zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen wie bei ionischen Bindungen oder durch die gemeinsame Nutzung von Elektronen wie bei kovalenten Bindungen entstehen . Die Stärke chemischer Bindungen variiert erheblich; es gibt "starke Bindungen" oder "primäre Bindungen" wie kovalente, ionische und metallische Bindungen und "schwache Bindungen" oder "sekundäre Bindungen" wie Dipol-Dipol-Wechselwirkungen , die Londoner Dispersionskraft undWasserstoffbrückenbindung .

Da sich entgegengesetzte Ladungen über eine einfache elektromagnetische Kraft anziehen , ziehen sich die negativ geladenen Elektronen , die den Kern umkreisen, und die positiv geladenen Protonen im Kern an . Ein Elektron, das sich zwischen zwei Kernen befindet, wird von beiden angezogen, und die Kerne werden von Elektronen in dieser Position angezogen. Diese Anziehung begründet die chemische Bindung. Aufgrund der Materiewellennatur von Elektronen und ihrer geringeren Masse müssen sie im Vergleich zu den Atomkernen ein viel größeres Volumen einnehmen, und dieses von den Elektronen eingenommene Volumen hält die Atomkerne in einer relativ weit auseinander liegenden Bindung im Vergleich zur Größe der Kerne selbst.

Im Allgemeinen ist eine starke chemische Bindung mit der gemeinsamen Nutzung oder Übertragung von Elektronen zwischen den beteiligten Atomen verbunden. Die Atome in Molekülen , Kristallen , Metallen und zweiatomigen Gasen – in der Tat den größten Teil der physikalischen Umgebung um uns herum – werden durch chemische Bindungen zusammengehalten, die die Struktur und die Masseneigenschaften der Materie bestimmen.

Beispiele für Lewis-Punkt- artige Darstellungen chemischer Bindungen zwischen Kohlenstoff (C), Wasserstoff (H) und Sauerstoff (O). Lewis-Punkt-Diagramme waren ein früher Versuch, chemische Bindungen zu beschreiben, und werden auch heute noch häufig verwendet.

Alle Bindungen können durch die Quantentheorie erklärt werden , aber in der Praxis ermöglichen Vereinfachungsregeln Chemikern, die Stärke, Richtung und Polarität von Bindungen vorherzusagen. Die Oktettregel und die VSEPR-Theorie sind zwei Beispiele. Anspruchsvollere Theorien sind die Valenzbindungstheorie , die Orbitalhybridisierung und -resonanz umfasst , und die Molekülorbitaltheorie, die die Linearkombination von Atomorbitalen und die Ligandenfeldtheorie umfasst . Mit der Elektrostatik werden Bindungspolaritäten und deren Auswirkungen auf chemische Stoffe beschrieben.

Übersicht über die wichtigsten Arten chemischer Bindungen

Eine chemische Bindung ist eine Anziehung zwischen Atomen. Diese Anziehung kann als Ergebnis des unterschiedlichen Verhaltens der äußersten oder Valenzelektronen von Atomen angesehen werden. Diese Verhaltensweisen gehen unter verschiedenen Umständen nahtlos ineinander über, sodass keine klare Grenze zwischen ihnen gezogen werden kann. Es bleibt jedoch sinnvoll und üblich, zwischen verschiedenen Bindungsarten zu unterscheiden, die zu unterschiedlichen Eigenschaften der kondensierten Materie führen .

In der einfachsten Ansicht einer kovalenten Bindung werden ein oder mehrere Elektronen (oft ein Elektronenpaar) in den Raum zwischen den beiden Atomkernen gezogen. Durch Bindungsbildung wird Energie frei. Dies ist nicht auf eine Verringerung der potentiellen Energie zurückzuführen, da die Anziehung der beiden Elektronen an die beiden Protonen durch die Elektron-Elektron- und Proton-Proton-Abstoßung ausgeglichen wird. Stattdessen entsteht die Energiefreisetzung (und damit die Stabilität der Bindung) durch die Verringerung der kinetischen Energie, da sich die Elektronen in einem räumlich stärker verteilten (dh längeren de Broglie-Wellenlängen ) Orbital befinden, verglichen mit jedem Elektron, das näher an seinem jeweiligen Kern gebunden ist . Diese Bindungen bestehen zwischen zwei bestimmten identifizierbaren Atomen und haben eine Richtung im Raum, so dass sie in Zeichnungen als einzelne Verbindungslinien zwischen Atomen dargestellt oder in Modellen als Stäbchen zwischen Kugeln modelliert werden können.

Bei einer polaren kovalenten Bindung teilen sich ein oder mehrere Elektronen ungleichmäßig zwischen zwei Kernen. Kovalente Bindungen führen oft zur Bildung kleiner Ansammlungen besser verbundener Atome, die Moleküle genannt werden , die in Festkörpern und Flüssigkeiten durch Kräfte an andere Moleküle gebunden sind, die oft viel schwächer sind als die kovalenten Bindungen, die die Moleküle intern zusammenhalten. Solche schwachen intermolekularen Bindungen verleihen organischen molekularen Substanzen wie Wachsen und Ölen ihren weichen Bulk-Charakter und ihre niedrigen Schmelzpunkte (in Flüssigkeiten müssen die Moleküle den meisten strukturierten oder orientierten Kontakt miteinander beenden). Wenn jedoch kovalente Bindungen in großen Molekülen lange Atomketten verbinden (wie in Polymeren wie Nylon ), oder wenn sich kovalente Bindungen in Netzwerken durch Festkörper erstrecken, die nicht aus diskreten Molekülen bestehen (wie Diamant oder Quarz oder die Silikatminerale in vielen Gesteinsarten), dann können die resultierenden Strukturen sowohl stark als auch zäh sein, zumindest in der korrekten Richtung mit Netzwerken kovalenter Bindungen. Auch die Schmelzpunkte solcher kovalenter Polymere und Netzwerke steigen stark an.

In einer vereinfachten Ansicht einer ionischen Bindung , die Bindung Elektron wird überhaupt nicht geteilt, sondern überträgt. Bei dieser Bindungsart weist das äußere Atomorbital eines Atoms eine Leerstelle auf, die die Anlagerung eines oder mehrerer Elektronen ermöglicht. Diese neu hinzugefügten Elektronen besetzen möglicherweise einen niedrigeren Energiezustand (effektiv näher an mehr Kernladung) als sie in einem anderen Atom erfahren. Somit bietet ein Kern einem Elektron eine fester gebundene Position als ein anderer Kern, mit dem Ergebnis, dass ein Atom ein Elektron auf das andere übertragen kann. Diese Übertragung bewirkt, dass ein Atom eine positive Nettoladung und das andere eine negative Nettoladung annimmt. Die Bindung entsteht dann durch elektrostatische Anziehung zwischen den positiv und negativ geladenen Ionen . Ionenbindungen können als extreme Beispiele für Polarisation in kovalenten Bindungen angesehen werden. Oft haben solche Bindungen keine besondere Orientierung im Raum, da sie aus der gleichen elektrostatischen Anziehung jedes Ions zu allen Ionen um sie herum resultieren. Ionische Bindungen sind stark (und daher erfordern ionische Substanzen zum Schmelzen hohe Temperaturen), aber auch spröde, da die Kräfte zwischen den Ionen kurzreichweitig sind und Risse und Brüche nicht leicht überbrücken. Durch diese Bindungsart entstehen die physikalischen Eigenschaften von Kristallen klassischer Mineralsalze, wie zB Speisesalz.

Eine weniger häufig genannte Bindungsart ist die metallische Bindung . Bei dieser Art der Bindung spendet jedes Atom in einem Metall ein oder mehrere Elektronen an ein "Meer" von Elektronen, das sich zwischen vielen Metallatomen befindet. In diesem Meer ist jedes Elektron (aufgrund seiner Wellennatur ) frei, mit sehr vielen Atomen gleichzeitig verbunden zu sein. Die Bindung entsteht, weil die Metallatome durch den Verlust ihrer Elektronen etwas positiv geladen werden, während die Elektronen von vielen Atomen angezogen bleiben, ohne Teil eines bestimmten Atoms zu sein. Metallische Bindungen können als extremes Beispiel für die Delokalisierung von Elektronen über ein großes System kovalenter Bindungen angesehen werden, an denen jedes Atom beteiligt ist. Diese Art der Verklebung ist oft sehr stark (dadurch entsteht die Zugfestigkeit von Metallen). Metallische Bindungen sind jedoch von Natur aus kollektiver als andere Arten und ermöglichen daher eine leichtere Verformung von Metallkristallen, da sie aus Atomen bestehen, die sich gegenseitig anziehen, aber nicht auf eine besonders orientierte Weise. Dies führt zu der Formbarkeit von Metallen. Die Elektronenwolke bei metallischen Bindungen bewirkt die charakteristisch gute elektrische und thermische Leitfähigkeit von Metallen sowie ihren glänzenden Glanz , der die meisten Frequenzen von weißem Licht reflektiert.

Geschichte

Frühe Spekulationen über die Natur der chemischen Bindung aus dem 12. Jahrhundert gingen davon aus, dass bestimmte Arten chemischer Spezies durch eine Art chemischer Affinität verbunden waren . Im Jahr 1704 skizzierte Sir Isaac Newton in "Query 31" seiner Opticks berühmt seine Atombindungstheorie , bei der Atome durch eine " Kraft " aneinander haften . Insbesondere, nachdem er die verschiedenen populären Theorien, die zu dieser Zeit in Mode waren, anerkannt hatte, wie Atome aneinander gebunden wurden, dh "verklebte Atome", "durch Ruhe zusammengeklebt" oder "durch Verschwörungsbewegungen zusammengehalten", sagt Newton, dass er würde vielmehr aus ihrem Zusammenhalt schließen, dass "Teilchen sich durch eine Kraft anziehen , die bei unmittelbarer Berührung überaus stark ist, in kleinen Entfernungen die chemischen Vorgänge ausführt und nicht weit von den Teilchen mit spürbarer Wirkung reicht."

Im Jahr 1819 auf den Fersen der Erfindung der Voltaschen Säule , Jöns Jakob Berzelius entwickelte eine Theorie der chemischen Kombination der elektronegative und elektropositiven Charakter der Kombination von Atomen zu belasten. Durch die Mitte des 19. Jahrhunderts Edward Frankland , FA Kekulé , AS Couper, Alexander Butlerov und Hermann Kolbe , aufbauend auf der Theorie von Radikalen , entwickelte die Theorie der Valenz , ursprünglich als „Kombination von Macht“, in dem Verbindungen wurden auf eine verbunden aufgrund Anziehung von Plus- und Minuspolen. 1904 Richard Abegg vorgeschlagen seine Regel , dass die Differenz zwischen den maximalen und minimalen Valenzen eines Elements ist oft acht. Zu diesem Zeitpunkt war die Wertigkeit noch eine empirische Zahl, die nur auf chemischen Eigenschaften beruhte.

Die Natur des Atoms wurde jedoch mit Ernest Rutherfords Entdeckung von 1911 klarer , dass ein Atomkern von Elektronen umgeben war, in dem er zitierte Nagaoka lehnte Thomsons Modell mit der Begründung ab, dass entgegengesetzte Ladungen undurchdringlich seien. 1904 schlug Nagaoka ein alternatives Planetenmodell des Atoms vor, bei dem ein positiv geladenes Zentrum von einer Reihe sich drehender Elektronen umgeben ist, ähnlich wie Saturn und seine Ringe.

Nagaokas Modell machte zwei Vorhersagen:

  • ein sehr massives Atomzentrum (analog zu einem sehr massiven Planeten)
  • Elektronen, die sich um den Kern drehen, gebunden durch elektrostatische Kräfte (analog zu den Ringen um Saturn, die durch Gravitationskräfte gebunden sind).

Rutherford erwähnt Nagaokas Modell in seiner Arbeit von 1911, in der der Atomkern vorgeschlagen wird.

Auf der Solvay-Konferenz von 1911 sagte Max Planck in der Diskussion darüber, was Energieunterschiede zwischen Atomen regulieren könnte, einfach: „Die Vermittler könnten die Elektronen sein.“ Diese Kernmodelle legten nahe, dass Elektronen das chemische Verhalten bestimmen.

Als nächstes kam Niels Bohr ‚s 1913 Modell eines Kerns Atom mit Elektronenbahnen. 1916 entwickelte der Chemiker Gilbert N. Lewis das Konzept der Elektronenpaarbindungen , bei denen sich zwei Atome ein bis sechs Elektronen teilen können und so die Einzelelektronenbindung , eine Einfachbindung , eine Doppelbindung oder eine Dreifachbindung bilden ; in Lewis' eigenen Worten: "Ein Elektron kann einen Teil der Hülle zweier verschiedener Atome bilden und kann nicht ausschließlich zu einem von beiden gehören."

Ebenfalls 1916 stellte Walther Kossel eine ähnliche Theorie wie Lewis vor, nur sein Modell ging von vollständigen Elektronentransfers zwischen Atomen aus und war somit ein Modell der Ionenbindung . Sowohl Lewis als auch Kossel strukturierten ihre Bindungsmodelle nach dem der Abeggschen Regel (1904).

Auch Niels Bohr schlug 1913 ein Modell der chemischen Bindung vor. Nach seinem Modell für ein zweiatomiges Molekül bilden die Elektronen der Atome des Moleküls einen rotierenden Ring, dessen Ebene senkrecht zur Achse des Moleküls und gleich weit von den Atomkernen entfernt ist . Das dynamische Gleichgewicht des molekularen Systems wird durch das Kräftegleichgewicht zwischen den Anziehungskräften der Kerne auf die Ebene des Elektronenrings und den Kräften der gegenseitigen Abstoßung der Kerne erreicht. Das Bohrsche Modell der chemischen Bindung berücksichtigte die Coulomb-Abstoßung – die Elektronen im Ring haben den größten Abstand voneinander.

1927 leitete der dänische Physiker Øyvind Burrau die erste mathematisch vollständige Quantenbeschreibung einer einfachen chemischen Bindung, dh derjenigen, die von einem Elektron im Wasserstoff-Molekülion H 2 + erzeugt wird , ab . Diese Arbeit zeigte, dass der Quantenansatz für chemische Bindungen grundsätzlich und quantitativ korrekt sein könnte, die verwendeten mathematischen Methoden jedoch nicht auf Moleküle mit mehr als einem Elektron ausgedehnt werden konnten. Ein praktischerer, wenn auch weniger quantitativer Ansatz wurde im selben Jahr von Walter Heitler und Fritz London vorgeschlagen . Die Heitler-London-Methode bildet die Grundlage der sogenannten Valenzbindungstheorie . Im Jahr 1929 wurde die Linearkombination von Atomorbitalen Molecular Orbital Method (LCAO) Approximation von Sir John Lennard-Jones eingeführt , der auch Methoden zur Ableitung elektronischer Strukturen von Molekülen von F 2 ( Fluor ) und O 2 ( Sauerstoff ) Molekülen vorschlug grundlegende Quantenprinzipien. Diese Molekülorbitaltheorie stellte eine kovalente Bindung als ein Orbital dar, das durch die Kombination der quantenmechanischen Schrödinger -Atomorbitale gebildet wurde, die für Elektronen in einzelnen Atomen hypothetisiert wurden. Die Gleichungen für Bindungselektronen in Mehrelektronenatomen konnten nicht bis zur mathematischen Perfektion (dh analytisch ) gelöst werden , aber Näherungen für sie lieferten immer noch viele gute qualitative Vorhersagen und Ergebnisse. Die meisten quantitativen Berechnungen in der modernen Quantenchemie verwenden entweder die Valenzbindungs- oder die Molekülorbitaltheorie als Ausgangspunkt, obwohl ein dritter Ansatz, die Dichtefunktionaltheorie , in den letzten Jahren immer beliebter wurde.

1933 führten HH James und AS Coolidge eine Berechnung am Diwasserstoffmolekül durch, die im Gegensatz zu allen bisherigen Berechnungen, die nur Funktionen des Abstands des Elektrons vom Atomkern verwendeten, Funktionen verwendete, die auch explizit den Abstand zwischen den beiden Elektronen addierten. Mit bis zu 13 einstellbaren Parametern erzielten sie ein Ergebnis, das dem experimentellen Ergebnis für die Dissoziationsenergie sehr nahe kommt. Spätere Erweiterungen haben bis zu 54 Parameter verwendet und ergaben eine ausgezeichnete Übereinstimmung mit Experimenten. Diese Berechnung überzeugte die wissenschaftliche Gemeinschaft davon, dass die Quantentheorie mit dem Experiment übereinstimmen könnte. Dieser Ansatz hat jedoch keines der physikalischen Bilder der Valenzbindungs- und Molekülorbitaltheorien und ist schwer auf größere Moleküle auszudehnen.

Bindungen in chemischen Formeln

Da Atome und Moleküle dreidimensional sind, ist es schwierig, Orbitale und Bindungen mit einer einzigen Methode anzuzeigen. In Summenformeln werden die chemischen Bindungen (Bindungorbitale) zwischen Atomen je nach Diskussionsart unterschiedlich angegeben. Manchmal werden einige Details vernachlässigt. In der organischen Chemie zum Beispiel beschäftigt man sich manchmal nur mit der funktionellen Gruppe des Moleküls. Somit kann die Molekülformel von Ethanol in Konformationsform , dreidimensionale Form, vollständige zweidimensionale Form (zeigt jede Bindung ohne dreidimensionale Richtungen an) geschrieben werden, komprimierte zweidimensionale Form (CH 3 –CH 2 –OH) , durch Abtrennen der funktionellen Gruppe von einem anderen Teil des Moleküls (C 2 H 5 OH) oder von ihren atomaren Bestandteilen (C 2 H 6 O), je nach dem, was diskutiert wird. Manchmal sind sogar die nichtbindenden Valenzschalenelektronen (mit den zweidimensionalen ungefähren Richtungen) markiert, zB für elementaren Kohlenstoff . ' C ' . Einige Chemiker können auch die entsprechenden Orbitale markieren, zB das hypothetische Ethen −4 Anion ( \ / C=C / \ −4 ), was auf die Möglichkeit der Bindungsbildung hinweist.

Starke chemische Bindungen

Typische Bindungslängen in pm
und Bindungsenergien in kJ / mol.

Bindungslängen können durch Division durch 100 in Å umgewandelt
werden (1 Å = 100 pm).
Bindung Länge
(pm)
Energie
(kJ/mol)
H — Wasserstoff
H–H 74 436
H–O 96 467
H–F 92 568
H–Cl 127 432
C — Kohlenstoff
CH 109 413
C–C 154 347
C–C= 151
=C–C≡ 147
=C–C= 148
C=C 134 614
C≡C 120 839
C–N 147 308
C–O 143 358
C=O 745
CO 1.072
C–F 134 488
C–Cl 177 330
N — Stickstoff
N–H 101 391
N–N 145 170
NN 110 945
O — Sauerstoff
O–O 148 146
O=O 121 495
F, Cl, Br, I — Halogene
F–F 142 158
Cl–Cl 199 243
Br–H 141 366
Br–Br 228 193
ICH H 161 298
ich–ich 267 151

Starke chemische Bindungen sind die intramolekularen Kräfte, die Atome in Molekülen zusammenhalten . Eine starke chemische Bindung entsteht durch den Transfer oder die gemeinsame Nutzung von Elektronen zwischen Atomzentren und beruht auf der elektrostatischen Anziehung zwischen den Protonen in den Kernen und den Elektronen in den Orbitalen.

Die Arten der starken Bindung unterscheiden sich aufgrund der unterschiedlichen Elektronegativität der konstituierenden Elemente. Ein großer Unterschied in der Elektronegativität führt zu einem polareren (ionischen) Charakter in der Bindung.

Ionenverbindung

Ionenbindung ist eine Art elektrostatischer Wechselwirkung zwischen Atomen, die einen großen Elektronegativitätsunterschied aufweisen. Es gibt keinen genauen Wert, der eine ionische von einer kovalenten Bindung unterscheidet, aber ein Unterschied der Elektronegativität von über 1,7 ist wahrscheinlich ionisch, während ein Unterschied von weniger als 1,7 wahrscheinlich kovalent ist. Die Ionenbindung führt zur Trennung von positiven und negativen Ionen . Ionische Ladungen liegen üblicherweise zwischen –3 e bis +3 e . Ionische Bindungen treten häufig in Metallsalzen wie Natriumchlorid (Kochsalz) auf. Ein typisches Merkmal ionischer Bindungen ist, dass sich die Spezies zu ionischen Kristallen ausbilden, in denen kein Ion spezifisch mit einem einzelnen anderen Ion in einer spezifischen Richtungsbindung gepaart ist. Vielmehr ist jede Ionenart von Ionen der entgegengesetzten Ladung umgeben, und der Abstand zwischen ihr und jedem der entgegengesetzt geladenen Ionen in ihrer Nähe ist für alle umgebenden Atome derselben Art gleich. Es ist daher nicht mehr möglich, ein Ion mit einem bestimmten anderen einzelnen ionisierten Atom in seiner Nähe zu assoziieren. Dies ist eine Situation, die sich von der in kovalenten Kristallen unterscheidet, wo kovalente Bindungen zwischen bestimmten Atomen noch anhand der kürzeren Abstände zwischen ihnen erkennbar sind, die mit Techniken wie Röntgenbeugung gemessen werden .

Ionische Kristalle können eine Mischung aus kovalenten und ionischen Spezies enthalten, wie beispielsweise Salze komplexer Säuren wie Natriumcyanid, NaCN. Röntgenbeugung zeigt , dass in NaCN, beispielsweise die Bindungen zwischen Natriumkationen (Na + ) und den Cyanid - Anionen (CN - ) sind ionische , ohne Natriumion mit einem bestimmten Cyanid verbunden. Die Bindungen zwischen C- und N-Atomen in Cyanid sind jedoch vom kovalenten Typ, so dass jeder Kohlenstoff fest an nur einen Stickstoff gebunden ist, dem er physikalisch viel näher ist als anderen Kohlenstoffen oder Stickstoffen in einem Natriumcyanid-Kristall.

Wenn solche Kristalle in Flüssigkeiten geschmolzen werden, werden zuerst die ionischen Bindungen aufgebrochen, da sie ungerichtet sind und den geladenen Spezies erlauben, sich frei zu bewegen. Wenn sich solche Salze in Wasser auflösen, werden die ionischen Bindungen in ähnlicher Weise typischerweise durch die Wechselwirkung mit Wasser aufgebrochen, aber die kovalenten Bindungen bleiben erhalten. Beispielsweise bewegen sich in Lösung die Cyanid-Ionen, die noch als einzelne CN -Ionen zusammengebunden sind, unabhängig voneinander, ebenso wie Natrium-Ionen, als Na + . Im Wasser bewegen sich geladene Ionen auseinander, weil jedes von ihnen von mehreren Wassermolekülen stärker angezogen wird als voneinander. Die Anziehung zwischen Ionen und Wassermolekülen in solchen Lösungen beruht auf einer Art schwacher chemischer Dipol-Dipol- Bindung. In geschmolzenen ionischen Verbindungen werden die Ionen weiterhin voneinander angezogen, jedoch nicht in geordneter oder kristalliner Weise.

Kovalente Bindung

Unpolare kovalente Bindungen in Methan (CH 4 ). Die Lewis-Struktur zeigt Elektronen, die zwischen C- und H-Atomen geteilt werden.

Die kovalente Bindung ist eine übliche Bindungsart, bei der zwei oder mehr Atome Valenzelektronen mehr oder weniger gleichmäßig teilen . Der einfachste und häufigste Typ ist eine Einfachbindung, bei der sich zwei Atome zwei Elektronen teilen. Andere Typen umfassen die Doppelbindung , die Dreifachbindung , Ein- und Drei-Elektronen-Bindungen , die Drei-Zentren-Zwei-Elektronen-Bindung und Drei-Zentren-Vier-Elektronen-Bindung .

Bei unpolaren kovalenten Bindungen ist der Elektronegativitätsunterschied zwischen den gebundenen Atomen klein, typischerweise 0 bis 0,3. Bindungen innerhalb der meisten organischen Verbindungen werden als kovalent bezeichnet. Die Abbildung zeigt Methan (CH 4 ), bei dem jeder Wasserstoff eine kovalente Bindung mit dem Kohlenstoff eingeht. Siehe Sigma-Bindungen und Pi-Bindungen für LCAO-Beschreibungen solcher Bindungen.

Moleküle, die hauptsächlich aus unpolaren kovalenten Bindungen gebildet werden, sind oft mit Wasser oder anderen polaren Lösungsmitteln nicht mischbar , aber in unpolaren Lösungsmitteln wie Hexan viel besser löslich .

Eine polare kovalente Bindung ist eine kovalente Bindung mit einem signifikanten ionischen Charakter . Dies bedeutet, dass die beiden gemeinsamen Elektronen näher an einem der Atome sind als an dem anderen, wodurch ein Ladungsungleichgewicht entsteht. Solche Bindungen treten zwischen zwei Atomen mit mäßig unterschiedlicher Elektronegativität auf und führen zu Dipol-Dipol-Wechselwirkungen . Der Elektronegativitätsunterschied zwischen den beiden Atomen in diesen Bindungen beträgt 0,3 bis 1,7.

Einfach- und Mehrfachanleihen

Eine Einfachbindung zwischen zwei Atomen entspricht der gemeinsamen Nutzung eines Elektronenpaares. Das Wasserstoffatom (H) hat ein Valenzelektron. Zwei Wasserstoffatome können dann ein Molekül bilden, das durch das gemeinsame Elektronenpaar zusammengehalten wird. Jedes H-Atom hat jetzt die Edelgas-Elektronenkonfiguration von Helium (He). Das Paar gemeinsamer Elektronen bildet eine einfache kovalente Bindung. Die Elektronendichte dieser beiden Bindungselektronen im Bereich zwischen den beiden Atomen nimmt ab der Dichte zweier nicht wechselwirkender H-Atome zu.

Zwei p-Orbitale bilden eine pi-Bindung.

Eine Doppelbindung hat zwei gemeinsame Elektronenpaare, eines in einer Sigma-Bindung und eines in einer Pi-Bindung, wobei die Elektronendichte auf zwei gegenüberliegenden Seiten der internuklearen Achse konzentriert ist. Eine Dreifachbindung besteht aus drei gemeinsamen Elektronenpaaren, die eine Sigma- und zwei Pi-Bindungen bilden. Ein Beispiel ist Stickstoff. Vierfache und höhere Bindungen sind sehr selten und treten nur zwischen bestimmten Übergangsmetallatomen auf .

Koordinierte kovalente Bindung (dipolare Bindung)

Addukt von Ammoniak und Bortrifluorid

Eine koordinative kovalente Bindung ist eine kovalente Bindung, bei der die beiden gemeinsamen Bindungselektronen von demselben der an der Bindung beteiligten Atome stammen. Beispielsweise Bortrifluorid (BF 3 ) und Ammoniak (NH 3 ) , um eine Bildung von Addukt oder komplexen Koordination F 3 B ← NH 3 mit einer B-N Bindung , bei dem ein freies Elektronenpaar von Elektronen auf N mit einem leeren Atomorbital auf gemeinsam benutzt wird B. BF 3 mit leerem Orbital wird als Elektronenpaar-Akzeptor oder Lewis-Säure bezeichnet , während NH 3 mit einem freien Elektronenpaar, das gemeinsam genutzt werden kann, als Elektronenpaar-Donor oder Lewis-Base bezeichnet wird . Die Elektronen werden im Gegensatz zur ionischen Bindung ungefähr gleichmäßig zwischen den Atomen aufgeteilt. Eine solche Bindung wird durch einen Pfeil angezeigt, der auf die Lewis-Säure zeigt.

Übergangsmetallkomplexe werden im Allgemeinen durch koordinative kovalente Bindungen gebunden. Beispielsweise reagiert das Ion Ag + als Lewis-Säure mit zwei Molekülen der Lewis-Base NH 3 zum Komplexion Ag(NH 3 ) 2 + , das zwei kovalente kovalente Ag-N-Bindungen aufweist.

Metallische Bindung

Bei der metallischen Bindung werden Bindungselektronen über ein Atomgitter delokalisiert. Im Gegensatz dazu sind in ionischen Verbindungen die Orte der Bindungselektronen und ihre Ladungen statisch. Die freie Bewegung oder Delokalisierung der Bindungselektronen führt zu klassischen metallischen Eigenschaften, wie Glanz (Oberflächenlichtreflexionsvermögen ), elektrische und thermische Leitfähigkeit , Verformbarkeit und eine hohe Zugfestigkeit .

Intermolekulare Bindung

Es gibt vier grundlegende Arten von Bindungen, die zwischen zwei oder mehr (sonst nicht assoziierten) Molekülen, Ionen oder Atomen gebildet werden können. Zwischenmolekulare Kräfte bewirken, dass Moleküle voneinander angezogen oder abgestoßen werden. Diese definieren oft einige der physikalischen Eigenschaften (wie den Schmelzpunkt ) eines Stoffes.

  • Ein großer Unterschied in der Elektronegativität zwischen zwei gebundenen Atomen führt zu einer permanenten Ladungstrennung oder einem Dipol in einem Molekül oder Ion. Zwei oder mehr Moleküle oder Ionen mit permanenten Dipolen können innerhalb von Dipol-Dipol-Wechselwirkungen wechselwirken . Die Bindungselektronen in einem Molekül oder Ion werden im Durchschnitt häufiger dem elektronegativeren Atom näher sein als dem weniger elektronegativen, was zu Teilladungen an jedem Atom führt und elektrostatische Kräfte zwischen Molekülen oder Ionen verursacht.
  • Eine Wasserstoffbrücke ist effektiv ein starkes Beispiel für eine Wechselwirkung zwischen zwei permanenten Dipolen. Der große Unterschied in der Elektronegativität zwischen Wasserstoff und Fluor , Stickstoff und Sauerstoff , gekoppelt mit ihren einsamen Elektronenpaaren, verursacht starke elektrostatische Kräfte zwischen Molekülen. Wasserstoffbrückenbindungen sind für die hohen Siedepunkte von Wasser und Ammoniak im Vergleich zu ihren schwereren Analoga verantwortlich.
  • Die Londoner Dispersionskraft entsteht durch momentane Dipole in benachbarten Atomen. Da die negative Ladung des Elektrons nicht gleichförmig um das ganze Atom verteilt ist, besteht immer ein Ladungsungleichgewicht. Diese kleine Ladung induziert einen entsprechenden Dipol in einem nahegelegenen Molekül, was eine Anziehung zwischen den beiden verursacht. Das Elektron bewegt sich dann zu einem anderen Teil der Elektronenwolke und die Anziehung wird unterbrochen.
  • Zwischen einer pi-Bindung und einem Kation tritt eine Kation-Pi-Wechselwirkung auf .

Theorien der chemischen Bindung

In der (unrealistischen) Grenze der "reinen" Ionenbindung sind Elektronen perfekt an einem der beiden Atome in der Bindung lokalisiert. Solche Bindungen können von der klassischen Physik verstanden werden . Die Kräfte zwischen den Atomen sind durch isotrope elektrostatische Kontinuumspotentiale gekennzeichnet. Ihre Größe steht im einfachen Verhältnis zur Ladungsdifferenz.

Kovalente Bindungen werden besser durch die Valenzbindungs-(VB)-Theorie oder die Molekülorbital-(MO)-Theorie verstanden . Die Eigenschaften der beteiligten Atome lassen sich anhand von Konzepten wie Oxidationszahl , formale Ladung und Elektronegativität verstehen . Die Elektronendichte innerhalb einer Bindung wird nicht einzelnen Atomen zugeordnet, sondern zwischen Atomen delokalisiert. In der Valenzbindungstheorie wird die Bindung so konzipiert, dass sie aus Elektronenpaaren aufgebaut wird, die lokalisiert und von zwei Atomen über die Überlappung von Atomorbitalen geteilt werden. Die Konzepte der Orbitalhybridisierung und -resonanz ergänzen diesen Grundbegriff der Elektronenpaarbindung. In der Molekülorbitaltheorie wird die Bindung als delokalisiert und in Orbitale aufgeteilt betrachtet, die sich durch das gesamte Molekül erstrecken und an seine Symmetrieeigenschaften angepasst sind, typischerweise unter Berücksichtigung von Linearkombinationen von Atomorbitalen (LCAO). Die Valenzbindungstheorie ist chemisch intuitiver, da sie räumlich lokalisiert ist, wodurch die Aufmerksamkeit auf die Teile des Moleküls gerichtet werden kann, die einer chemischen Veränderung unterliegen. Im Gegensatz dazu sind Molekülorbitale aus quantenmechanischer Sicht "natürlicher", wobei die Orbitalenergien physikalisch signifikant sind und direkt mit experimentellen Ionisierungsenergien aus der Photoelektronenspektroskopie verbunden sind . Folglich werden die Valenzbindungstheorie und die Molekülorbitaltheorie oft als konkurrierende, aber sich ergänzende Gerüste angesehen, die unterschiedliche Einblicke in chemische Systeme bieten. Als Ansätze für die Elektronenstrukturtheorie können sowohl MO- als auch VB-Methoden, zumindest im Prinzip, Näherungen an jede gewünschte Genauigkeit liefern. Auf niedrigeren Ebenen unterscheiden sich die Näherungen jedoch, und ein Ansatz kann für Berechnungen mit einem bestimmten System oder einer bestimmten Eigenschaft besser geeignet sein als der andere.

Im Gegensatz zu den kugelsymmetrischen Coulomb-Kräften in reinen ionischen Bindungen sind kovalente Bindungen im Allgemeinen gerichtet und anisotrop . Diese werden oft aufgrund ihrer Symmetrie in Bezug auf eine Molekülebene in Sigma-Bindungen und Pi-Bindungen eingeteilt . Im Allgemeinen bilden Atome Bindungen, die zwischen ionisch und kovalent liegen, abhängig von der relativen Elektronegativität der beteiligten Atome. Bindungen dieser Art werden als polare kovalente Bindungen bezeichnet .

Siehe auch

Verweise

Externe Links