Kapitel_04_WS_2022-2023.pdf

# Grundtypen der chemischen Bindung und ihre Entstehung Dieses Thema befasst sich mit den fundamentalen Arten chemischer Bindungen und den treibenden Kräften hinter ihrer Entstehung. ## 1. Grundtypen der chemischen Bindung Chemische Bindungen sind Kräfte, die Atome in Molekülen und anderen chemischen Spezies zusammenhalten. Sie entstehen durch die Interaktion der Valenzelektronen der beteiligten Atome, wobei die Atome bestrebt sind, eine stabile Elektronenkonfiguration zu erreichen, typischerweise die der Edelgase (Edelgaskonfiguration) [2](#page=2) [3](#page=3). Es lassen sich drei Haupttypen chemischer Bindungen unterscheiden: * **Ionenbindung:** Entsteht zwischen Elementen mit großer Elektronegativitätsdifferenz, typischerweise zwischen Metallen (geringe Elektronegativität) und Nichtmetallen (hohe Elektronegativität) [3](#page=3). * **Kovalente Bindung (Atombindung):** Bildet sich durch die gemeinsame Nutzung von Elektronenpaaren zwischen Atomen, meist zwischen Nichtmetallen [4](#page=4). * **Metallische Bindung:** Tritt bei Metallen auf und zeichnet sich durch ein "Elektronengas" aus, das die positiv geladenen Metallionen zusammenhält [4](#page=4). ### 1.1 Die Entstehung chemischer Bindungen Die treibende Kraft für die Bildung chemischer Bindungen ist die Tendenz von Atomen, die stabile Elektronenkonfiguration der Edelgase zu erreichen. Dies kann auf verschiedene Weisen geschehen [3](#page=3): * **Elektronenübertragung (Ionenbildung):** Ein Atom mit wenigen Valenzelektronen (geringe Elektronegativität) gibt diese an ein Atom mit vielen Valenzelektronen (hohe Elektronegativität) ab. Es bilden sich positiv und negativ geladene Ionen, die sich elektrostatisch anziehen [3](#page=3). * Beispiel: Magnesium (Mg) gibt zwei Valenzelektronen an Sauerstoff (O) ab, wodurch sich $Mg^{2+}$ und $O^{2-}$ bilden, die zu $MgO$ (Magnesiumoxid) kristallisieren [3](#page=3). * **Elektronenpaarbildung (kovalente Bindung):** Atome, die beide eine hohe Elektronegativität aufweisen, teilen sich Elektronenpaare, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Dies führt zur Bildung von Molekülen [4](#page=4). * Beispiele: Wasserstoff (H) bildet mit sich selbst H-H, und Wasserstoff (H) bildet mit Chlor (Cl) H-Cl [4](#page=4). * **Elektronengas (metallische Bindung):** Wenn beide Elemente eine geringe Elektronegativität aufweisen, ist eine Edelgaskonfiguration durch Übertragung oder Teilung von Elektronen nicht leicht erreichbar. Stattdessen bilden die Metallatome eine Struktur aus positiven Metallionen ($M^{n+}$), die von einem gemeinsamen, delokalisierten Elektronengas zusammengehalten werden. Diese Bindung ist charakteristisch für den festen und flüssigen Zustand von Metallen und erklärt deren elektrische und thermische Leitfähigkeit sowie den metallischen Glanz [4](#page=4). ### 1.2 Die Ionenbindung Die Ionenbindung beruht auf ungerichteten elektrostatischen Anziehungskräften (Coulomb-Kräften) zwischen Kationen und Anionen. Diese Anziehung führt zur Bildung von Ionenkristallen, in denen die Ionen in einem regelmäßigen Gitter angeordnet sind. Die Treibkraft für die Bildung eines Ionenkristalls ist die hohe Gitterenergie, die bei der Ausbildung des Gitters freigesetzt wird [3](#page=3) [5](#page=5). #### 1.2.1 Entstehung und Eigenschaften der Ionenbindung Die Bildung einer ionischen Verbindung, wie zum Beispiel Kaliumchlorid (KCl), ist oft ein stark exothermer Prozess. Kalium (K), ein Metall, gibt ein Elektron ab und wird zum $K^+$ Ion, während Chlor (Cl$_2$), ein Nichtmetall, Elektronen aufnimmt und zu Chloridionen ($Cl^-$) wird. Die Anziehung zwischen $K^+$ und $Cl^-$ führt zur Bildung des Salzes KCl [6](#page=6). Der Abstand zwischen den Ionen in einem Ionenkristall ist ein Kompromiss zwischen der maximalen Coulomb-Anziehung und der Abstoßung der Elektronenhüllen bei sehr kleinen Abständen. Die Anziehungskraft ($F$) zwischen zwei geladenen Teilchen der Ladungen $q_+$ und $q_-$ ist proportional zum Produkt der Ladungen und umgekehrt proportional zum Quadrat des Abstands ($r$) zwischen ihnen [7](#page=7): $$F = \frac{1}{4\pi\epsilon_0} \frac{q_+ q_-}{r^2}$$ wobei $\epsilon_0$ die elektrische Feldkonstante ist [7](#page=7). > **Tip:** Die Stärke der elektrostatischen Anziehung hängt von den Ladungen der Ionen und ihrem Abstand ab. Größere Ladungen und kleinere Abstände führen zu stärkeren Anziehungskräften und höherer Gitterenergie. #### 1.2.2 Radienquotient und Koordinationszahl Das Verhältnis der Radien von Kation ($r_K$) und Anion ($r_A$), der sogenannte Radienquotient ($r_K / r_A$), beeinflusst die Packungsdichte und die Koordinationszahlen im Ionenkristall. Der Radienquotient bestimmt, wie dicht die Kationen und Anionen zusammenrücken können, um die Wechselwirkungen zu maximieren und die Gesamtenergie zu minimieren [8](#page=8). * Bei einem Radienquotienten $> 0.414$ sind attraktive Kation-Anion-Kontakte möglich [8](#page=8). * Bei einem Radienquotienten $= 0.414$ berühren sich alle Ionen gegenseitig [8](#page=8). * Bei einem Radienquotienten $< 0.414$ dominieren Abstoßungskräfte zwischen den Anionen [8](#page=8). Die Koordinationszahl (KZ) gibt an, wie viele Nachbarionen ein zentrales Ion umgeben. Für die Natriumchlorid-Struktur (Steinsalz) ist dies bei einem Radienquotienten von 0.414 bis 0.73 typischerweise 6, was einer oktaedrischen Geometrie entspricht [10](#page=10) [11](#page=11). #### 1.2.3 Born-Haber-Kreisprozess Der Born-Haber-Kreisprozess ist eine Methode zur Berechnung der Gitterenergie eines Ionenkristalls. Er basiert auf dem Energieerhaltungssatz und summiert die Energien verschiedener Schritte, die zur Bildung des Salzes aus seinen Elementen führen [9](#page=9). Die Schritte umfassen: 1. Sublimationsenthalpie des Metalls. 2. Dissoziationsenergie des Nichtmetalls. 3. Ionisierungsenergie des Metalls. 4. Elektronenaffinität des Nichtmetalls. 5. Die gesuchte Gitterenergie (die Energie, die bei der Bildung des kristallinen Ionengitters aus gasförmigen Ionen freigesetzt wird). Diese Schritte bilden einen geschlossenen Kreislauf, der die Bildung des Salzes aus den Elementen beschreibt [9](#page=9). #### 1.2.4 Anionen in der Ionenbindung Einfache Anionen, die häufig in Ionverbindungen vorkommen, sind typischerweise einatomig und erhalten die Endung "-id". Beispiele hierfür sind Fluorid ($F^-$), Chlorid ($Cl^-$), Oxid ($O^{2-}$), Sulfid ($S^{2-}$), Nitrid ($N^{3-}$) und Carbid ($C^{4-}$). Es gibt auch mehratomige Anionen, die als Oxoanionen bezeichnet werden und oft die Endungen "-at" oder "-it" tragen, wie Carbonat ($CO_3^{2-}$), Nitrat ($NO_3^-$), Sulfat ($SO_4^{2-}$), Phosphat ($PO_4^{3-}$), Permanganat ($MnO_4^-$) und Chromat ($CrO_4^{2-}$) [12](#page=12) [14](#page=14). #### 1.2.5 Elektronenstrichformeln (Lewis-Formeln) Elektronenstrichformeln, auch Lewis-Formeln genannt, stellen die Valenzelektronen von Atomen und Molekülen dar. Sie zeigen nur die Valenzelektronen, die an der Bindung beteiligt sind oder als freie Elektronenpaare vorliegen [13](#page=13). * Ein Chloratom im Grundzustand hat die Elektronenkonfiguration $[Ne 3s^2 3p^5$ und somit 7 Valenzelektronen [13](#page=13). * Ein Chlorid-Anion ($Cl^-$) hat durch Aufnahme eines Elektrons die Edelgaskonfiguration erreicht und wird als $[Cl]^-$ mit acht Valenzelektronen dargestellt [13](#page=13). Die Lewis-Formel für Chlorid ist $\begin{bmatrix} \text{:}\stackrel{\bullet\bullet}{\text{Cl}}\text{:}\end{bmatrix}^-$, wobei die Punkte Valenzelektronen darstellen [13](#page=13). ### 1.3 Die kovalente Bindung Die kovalente Bindung, auch Atombindung genannt, entsteht durch die Überlappung von Atomorbitalen, die einfach besetzt sind. Diese Überlappung führt zur Bildung von Molekülorbitalen, in denen die Elektronenpaare zwischen den Kernen lokalisiert sind. Die kovalente Bindung ist gerichtet und bestimmt somit die Molekülstruktur [15](#page=15) [16](#page=16). #### 1.3.1 Entstehung und Eigenschaften der kovalenten Bindung Bei der Bildung einer kovalenten Bindung "überlappen" die Orbitale der Valenzelektronen der beteiligten Atome. Diese Überlappung findet vorzugsweise zwischen den Kernen statt, was zu einer starken Anziehung führt [16](#page=16). * Im Wasserstoffmolekül ($H_2$) überlappen die 1s-Orbitale zweier Wasserstoffatome. Dies führt zur Bildung von zwei Molekülorbitalen: einem bindenden Molekülorbital (niedrigere Energie) und einem antibindenden Molekülorbital (höhere Energie). Die Elektronen besetzen das bindende Molekülorbital, was zur Stabilisierung des Moleküls führt [17](#page=17). Die kovalente Bindung ist deutlich stärker als intermolekulare Wechselwirkungen wie Van-der-Waals-Kräfte, was sich in den unterschiedlichen Energie-Abstands-Kurven zeigt [18](#page=18). #### 1.3.2 Bindungsstärke und Dissoziation Die Stärke einer kovalenten Bindung wird durch die Bindungsenergie charakterisiert. Die H-H-Bindung im Wasserstoffmolekül ist sehr stark und hat eine Dissoziationsenergie von etwa 436 kJ/mol [19](#page=19). * **Homolytische Dissoziation:** H$_2$ $\rightarrow$ 2 H$\cdot$ (Radikale) [19](#page=19). * **Heterolytische Dissoziation:** H$_2$ $\rightarrow$ H$^+$ + H$^-$ (Ionen). Die heterolytische Dissoziation erfordert eine wesentlich höhere Energie (ca. 1675 kJ/mol) [19](#page=19). > **Tip:** Die Dissoziation von Molekülen in Atome (homolytisch) oder Ionen (heterolytisch) ist temperaturabhängig. Bei hohen Temperaturen nimmt der Dissoziationsgrad zu [19](#page=19). #### 1.3.3 Oktettregel und Lewis-Formeln Die Oktettregel besagt, dass Atome bestrebt sind, acht Valenzelektronen zu besitzen, um die stabile Elektronenkonfiguration der Edelgase zu erreichen. Lewis-Formeln helfen bei der Darstellung dieser Konfigurationen [20](#page=20). * Sauerstoff ($O$) hat 6 Valenzelektronen und benötigt 2 weitere für ein Oktett [20](#page=20). * Stickstoff ($N$) hat 5 Valenzelektronen und benötigt 3 weitere [20](#page=20). * Chlor ($F$) hat 7 Valenzelektronen und benötigt 1 weitere [20](#page=20). Die Anzahl der Bindungen, die ein Atom eingehen kann, hängt von seinen Valenzelektronen ab: * Wasserstoff und Fluor bilden typischerweise Einfachbindungen [21](#page=21). * Sauerstoff bildet meist Doppelbindungen [21](#page=21). * Stickstoff bildet oft Dreifachbindungen oder ist dreibindig [21](#page=21). * Kohlenstoff ist typischerweise vierbindig [21](#page=21). > **Beispiel:** > * Methan ($CH_4$): Kohlenstoff bildet vier Einfachbindungen zu Wasserstoffatomen [21](#page=21). > * Ammoniak ($NH_3$): Stickstoff bildet drei Einfachbindungen zu Wasserstoffatomen und besitzt ein freies Elektronenpaar [21](#page=21). > * Kohlenstoffdioxid ($CO_2$): Kohlenstoff bildet zwei Doppelbindungen zu Sauerstoffatomen [21](#page=21). #### 1.3.4 Regeln zum Aufstellen von Lewis-Formeln Beim Aufstellen von Lewis-Formeln sind mehrere Regeln zu beachten [22](#page=22): 1. Bestimmen der zentralen Atome (oft das am wenigsten elektronegative oder zuerst genannte Element). 2. Zählen aller Valenzelektronen der beteiligten Atome. Bei Anionen werden Elektronen addiert, bei Kationen subtrahiert. 3. Verteilen von Elektronenpaaren zur Bildung von Einfachbindungen zwischen den Atomen. 4. Vervollständigen des Oktetts der äußeren Atome (außer H, das ein Dublett benötigt). 5. Verbleibende Elektronen werden dem Zentralatom zugeordnet. Bei Bedarf können Mehrfachbindungen gebildet werden, um das Oktett des Zentralatoms zu vervollständigen. 6. Elemente höherer Perioden können die Oktettregel erweitern (Oktettaufweitung) [23](#page=23). #### 1.3.5 Mesomerie und Radikale Mesomerie (Resonanz) tritt auf, wenn eine Lewis-Formel die tatsächliche Elektronenverteilung nicht vollständig beschreiben kann. Es werden dann mehrere mesomere Grenzstrukturen gezeichnet, die zusammen die tatsächliche Struktur repräsentieren [24](#page=24). * **Radikale** sind Spezies mit ungepaarten Elektronen, was sie sehr reaktiv macht [13](#page=13) [24](#page=24). #### 1.3.6 Hybridisierung und Molekülgeometrie Die Hybridisierung von Atomorbitalen ist ein Konzept, das die beobachteten Bindungswinkel und Molekülgeometrien erklärt, insbesondere bei Kohlenstoff [25](#page=25). * **sp³-Hybridisierung:** Ein s-Orbital und drei p-Orbitale mischen sich zu vier äquivalenten sp³-Hybridorbitalen. Dies führt zu einer tetraedrischen Geometrie mit Bindungswinkeln von ca. 109.5°, wie in Methan ($CH_4$). Freie Elektronenpaare beanspruchen mehr Raum und können Bindungswinkel verringern [25](#page=25) [27](#page=27). * **sp²-Hybridisierung:** Ein s-Orbital und zwei p-Orbitale mischen sich zu drei äquivalenten sp²-Hybridorbitalen, wobei ein p-Orbital unhybridisiert bleibt. Dies führt zu einer trigonale planaren Geometrie mit Bindungswinkeln von ca. 120°. Das unhybridisierte p-Orbital ist senkrecht zur Ebene und ermöglicht die Bildung von pi-Bindungen [26](#page=26) [30](#page=30). * **sp-Hybridisierung:** Ein s-Orbital und ein p-Orbital mischen sich zu zwei sp-Hybridorbitalen, wobei zwei p-Orbitale unhybridisiert bleiben. Dies führt zu einer linearen Geometrie mit Bindungswinkeln von 180°. Die zwei unhybridisierten p-Orbitale ermöglichen die Bildung von zwei pi-Bindungen [26](#page=26). Das **VSEPR-Modell** (Valence Shell Electron Pair Repulsion) erklärt die Molekülgeometrie durch die Abstoßung von Valenzelektronenpaaren, die versuchen, maximalen Abstand zueinander einzunehmen [28](#page=28). > **Tip:** Mehrfachbindungen (Doppel- und Dreifachbindungen) beanspruchen mehr Raum als Einfachbindungen und beeinflussen die Molekülgeometrie [28](#page=28). #### 1.3.7 s- und $\pi$-Bindungen Kovalente Bindungen können in $\sigma$- (Sigma) und $\pi$- (Pi) Bindungen unterteilt werden [32](#page=32). * **$\sigma$-Bindungen:** Die Elektronendichteverteilung ist rotationssymmetrisch um die Kernverbindungsachse. Sie entstehen durch die Überlappung von s-s, s-p oder p-p Orbitalen [32](#page=32). * **$\pi$-Bindungen:** Die Elektronendichteverteilung liegt oberhalb und unterhalb einer Knotenebene. Sie entstehen durch die Seitenflächen-Überlappung von p-p oder p-d Orbitalen [32](#page=32). Mehrfachbindungen bestehen immer aus einer $\sigma$-Bindung und zusätzlich einer oder zwei $\pi$-Bindungen. Beispielsweise besteht eine Doppelbindung (z.B. O=O) aus einer $\sigma$- und einer $\pi$-Bindung, während eine Dreifachbindung (z.B. N$\equiv$N) aus einer $\sigma$- und zwei $\pi$-Bindungen besteht [32](#page=32). > **Doppelbindungsregel:** Elemente der 2. Periode bilden erheblich stabilere Mehrfachbindungen als Elemente höherer Perioden [29](#page=29). ### 1.4 Die Metallische Bindung Die metallische Bindung kennzeichnet Metalle und entsteht, wenn Atome mit niedriger Elektronegativität miteinander verbunden sind. Sie bildet eine Struktur aus positiv geladenen Metallionen ($M^{n+}$), die von einem delokalisierten "Elektronengas" umgeben sind. Dieses Elektronengas ermöglicht die hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit von Metallen sowie ihren charakteristischen Glanz. Die metallische Bindung ist nur im festen und flüssigen Zustand vorhanden [4](#page=4). #### 1.4.1 Isoelektronische Verbindungen Isoelektronische Verbindungen sind Spezies, die die gleiche Anzahl von Valenzelektronen und oft auch eine ähnliche Anordnung der Atome aufweisen [31](#page=31). > **Beispiel:** $N_2$, $CO$, $NO^+$, $CN^-$ sind isoelektronisch, da sie jeweils 10 Valenzelektronen besitzen. Solche Verbindungen können bei unvollständiger Verbrennung von Kohlenstoff entstehen, wenn $CO$ statt $CO_2$ gebildet wird [31](#page=31). ### 1.5 Formelsprache der Chemie Die Chemie verwendet verschiedene Arten von Formeln zur Darstellung von Verbindungen [33](#page=33): * **Summenformel:** Gibt die Anzahl und Art der Atome in einem Molekül an (z.B. $HNO_3$). * **Strukturformel:** Zeigt die Konnektivität der Atome, d.h. welche Atome miteinander verbunden sind. * **Konstitutionsformel:** Eine detailliertere Strukturformel, die die Reihenfolge der Bindungen angibt. * **Stereoformel:** Zeigt die räumliche Anordnung der Atome. Konstitutionsisomere sind Verbindungen mit derselben Summenformel, aber unterschiedlicher Konnektivität, während Stereoisomere dieselbe Konnektivität, aber unterschiedliche räumliche Anordnungen aufweisen [33](#page=33). --- # Intermolekulare Wechselwirkungen und Bindungscharakter Dieses Thema behandelt die verschiedenen Arten von Kräften, die zwischen Molekülen wirken, sowie die Übergänge zwischen verschiedenen Bindungsformen. ### 2.1 Zwischenmolekulare Wechselwirkungen Zwischenmolekulare Wechselwirkungen sind Kräfte, die zwischen einzelnen Molekülen wirken und für die physikalischen Eigenschaften von Stoffen wie Siedepunkt und Löslichkeit verantwortlich sind. Sie sind deutlich schwächer als kovalente oder ionische Bindungen. Man unterscheidet verschiedene Arten von zwischenmolekularen Wechselwirkungen [34](#page=34) [35](#page=35): #### 2.1.1 Dipol-Dipol-Wechselwirkungen Dipol-Dipol-Wechselwirkungen treten zwischen polaren Molekülen auf, die ein permanentes Dipolmoment besitzen. Diese Moleküle haben eine ungleiche Ladungsverteilung, wobei ein Teil des Moleküls eine positive Partialladung ($\delta+$) und ein anderer Teil eine negative Partialladung ($\delta-$) aufweist. Die positiven Enden von Molekülen ziehen die negativen Enden benachbarter Moleküle an und umgekehrt [35](#page=35) [40](#page=40). * **Bindungspolarität und Elektronegativität:** Die Polarität einer kovalenten Bindung ergibt sich aus der unterschiedlichen Elektronegativität der beteiligten Atome. Elektronegativität ist das Maß für die Fähigkeit eines Atoms, Elektronen in einem Molekül an sich zu ziehen. Je größer die Differenz der Elektronegativitäten zwischen zwei Atomen ist, desto polarer ist die Bindung [38](#page=38). * Beispiele für Elektronegativitätswerte nach Pauling: H (2.2), F (4.0), C (2.5), Si (1.9), Li (1.0) [38](#page=38). * Bei stark polaren Bindungen kann es zu einem hohen Ionencharakter kommen [36](#page=36). * **Dipolmoment ($\mu$):** Das Dipolmoment ist ein Maß für die Stärke des Dipols in einem Molekül. Es wird berechnet als Produkt aus der Ladungsgröße ($q$) und dem Abstand ($r$) zwischen den Ladungsschwerpunkten [40](#page=40): $$ \mu = q \cdot r $$ [40](#page=40). Für die Berechnung des Dipolmoments eines Ions in einem Abstand $r$ gilt: $$ \mu = e \cdot r $$ [40](#page=40). wobei $e$ die Elementarladung ($1.602 \times 10^{-19}$ C) ist. Die übliche Einheit für das Dipolmoment ist Debye (D), wobei $1.0 \text{ D} = 3.336 \times 10^{-30}$ C m ist [40](#page=40). Für polare Moleküle wie HCl ergibt sich ein gemessenes Dipolmoment, das auf einen gewissen Ionencharakter der Bindung hinweist. Beispielsweise beträgt das Dipolmoment von HCl $3.34 \times 10^{-30}$ Cm, was bei einem berechneten Wert für volle Ladungstrennung von $20.4 \times 10^{-30}$ Cm einem Ionencharakter von etwa 17% entspricht [40](#page=40). Das Dipolmoment eines Moleküls ist die Vektorsumme der Dipolmomente der einzelnen Bindungen: $$ \mu = \sum_{i} q_i \cdot r_i $$ [40](#page=40). * **Ausrichtung von Dipolen:** In Abwesenheit eines elektrischen Feldes sind die Dipole polarer Moleküle zufällig orientiert. In Anwesenheit eines elektrischen Feldes richten sich die Dipole entlang des Feldes aus [41](#page=41). * **Beispiel:** Der Springbrunnenversuch mit Ammoniak (NH$_3$) und Wasser zeigt eindrucksvoll die starke Anziehungskraft zwischen den polaren Molekülen (Ammoniak wird von Wasser angezogen) [37](#page=37). #### 2.1.2 Wasserstoffbrückenbindungen Wasserstoffbrückenbindungen sind eine spezielle und stärkere Form der Dipol-Dipol-Wechselwirkung. Sie treten auf, wenn ein Wasserstoffatom an ein stark elektronegatives Atom (wie F, O oder N) gebunden ist und eine Wechselwirkung mit einem weiteren stark elektronegativen Atom eines benachbarten Moleküls eingeht [35](#page=35). * **Bedingungen:** Eine Wasserstoffbrückenbindung erfordert die Anwesenheit eines H-Donors (Molekül mit H an F, O, N) und eines H-Akzeptors (Molekül mit freiem Elektronenpaar an F, O, N) [35](#page=35). * **Stärke:** Wasserstoffbrückenbindungen sind stärker als gewöhnliche Dipol-Dipol-Wechselwirkungen, aber schwächer als kovalente Bindungen. Sie beeinflussen maßgeblich Eigenschaften wie Siedepunkte und die Löslichkeit von Stoffen (z. B. Wasser) [34](#page=34) [35](#page=35). * **Beispiel:** Die Wechselwirkung zwischen Methanol (CH$_3$OH) und Wasser (H$_2$O) ist ein Beispiel für eine Wasserstoffbrückenbindung [35](#page=35). #### 2.1.3 Van-der-Waals-Kräfte Van-der-Waals-Kräfte sind schwache Anziehungskräfte, die zwischen allen Molekülen auftreten, auch zwischen unpolaren. Sie entstehen durch temporäre oder induzierte Dipole [35](#page=35). * **Dipol-induzierter Dipol:** Ein polares Molekül kann in einem unpolaren Molekül kurzzeitig einen Dipol induzieren. Dies geschieht durch die Verschiebung der Elektronenwolke im unpolaren Molekül aufgrund des elektrischen Feldes des polaren Moleküls [35](#page=35). * **Induzierter Dipol-induzierter Dipol (London-Dispersionskräfte):** Auch in unpolaren Molekülen treten aufgrund der ständigen Bewegung von Elektronen kurzzeitige, zufällige Ladungsungleichgewichte auf, die sogenannte temporäre Dipole erzeugen. Diese temporären Dipole können wiederum Dipole in benachbarten Molekülen induzieren und so zu schwachen Anziehungskräften führen. Die Stärke dieser Kräfte hängt von der Polarisierbarkeit der Moleküle ab [35](#page=35) [42](#page=42). * **Beispiel:** Die unterschiedlichen Siedepunkte von Stoffen mit ähnlicher molarer Masse können durch die Stärke der Van-der-Waals-Kräfte erklärt werden. Ein Stoff mit stärkeren Van-der-Waals-Kräften hat einen höheren Siedepunkt (z.B. $36.1$ °C vs. $9.5$ °C, obwohl die genauen Substanzen nicht spezifiziert sind) [42](#page=42). ### 2.2 Bindungscharakter und Übergänge Die Art der chemischen Bindung zwischen Atomen ist nicht immer eindeutig, sondern kann graduell ineinander übergehen. Man unterscheidet im Wesentlichen drei Haupttypen von Bindungen [36](#page=36): * **Kovalente Bindung:** Elektronen werden zwischen Atomen geteilt (z. B. H$_2$) [36](#page=36). * **Polarisierte kovalente Bindung:** Elektronen werden ungleichmäßig zwischen Atomen geteilt, was zu partiellen Ladungen führt (z. B. HBr) [36](#page=36). * **Ionenbindung:** Elektronen werden vollständig von einem Atom auf ein anderes übertragen, was zur Bildung von Ionen führt (z. B. LiF) [36](#page=36). Es gibt fließende Übergänge zwischen diesen Bindungsformen, abhängig von der Differenz der Elektronegativitäten der beteiligten Atome. Eine stark polarisierte kovalente Bindung kann einen hohen Ionencharakter aufweisen [36](#page=36). > **Tip:** Verstehen Sie, dass die Unterscheidung zwischen kovalenter, polarer kovalenter und ionischer Bindung ein Kontinuum ist. Der Grad der Elektronegativitätsdifferenz ist entscheidend für den Bindungscharakter. > > **Beispiel:** In Verbindungen wie LiH sind die Elektronegativitäten so unterschiedlich, dass eine deutliche Ionencharakteristik auftritt (Li$^+$ H$^-$), obwohl es sich formal um eine kovalente Bindung handeln könnte [39](#page=39). > **Tip:** Achten Sie auf die Unterscheidung zwischen intrazellularen Bindungen (innerhalb eines Moleküls) und intermolekularen Wechselwirkungen (zwischen Molekülen). Letztere sind entscheidend für makroskopische Eigenschaften. --- # Metallische Bindung und der gasförmige Zustand Die metallische Bindung wird durch das Elektronengas-Modell erklärt, während der gasförmige Zustand durch charakteristische Eigenschaften und Gesetze beschrieben wird. ### 3.1 Die metallische Bindung: Das Elektronengas-Modell Die metallische Bindung basiert auf dem Modell eines "Elektronengases", bei dem positiv geladene Metallionen ($M^{n+}$) in einem Gitter angeordnet sind und von einem delokalisierten Elektronengas umgeben werden. Dieses Elektronengas ist für den Zusammenhalt der Metallstruktur verantwortlich [44](#page=44). * **Eigenschaften des Elektronengas-Modells:** * $M^{n+}$-Ionen befinden sich in einer dichten Packung [44](#page=44). * Die Elektronen sind frei beweglich und bilden ein Elektronengas, das etwa 86% des Kristallvolumens ausmachen kann (z.B. bei Magnesium: 14% $Mg^{2+}$-Ionen, 86% Elektronengas) [44](#page=44). * Die Elektronen können die Metallstruktur nur durch Energiezufuhr verlassen, beispielsweise durch Anlegen einer Spannung oder durch Absorption von Photonen ($h\nu$) [44](#page=44). * Die $M^{n+}$-Ionen haben vergleichsweise große Abstände zueinander [44](#page=44). * Legierungsbildung ist möglich, da Fremdatome die Struktur nicht wesentlich stören, solange ihre Größe und Elektronenbeteiligung nicht zu stark abweicht [44](#page=44). * Im Gegensatz zur kovalenten Bindung ist die metallische Bindung ungerichtet [44](#page=44). * Metalle weisen typischerweise eine dichte Packung mit hohen Koordinationszahlen auf [44](#page=44). * **Strukturtypen in Metallen:** Es werden drei einfache Strukturtypen unterschieden [45](#page=45): * **Hexagonal dichte Packung (hdp, hcp):** Schichtenfolge...ABABAB.... Beispiele sind Magnesium (Mg) und Zink (Zn) mit einer Koordinationszahl von 12 [45](#page=45). * **Kubisch dichte Packung (kdp, ccp, fcc):** Schichtenfolge...ABCABC.... Beispiele hierfür sind Aluminium (Al), Kupfer (Cu), Silber (Ag) und Gold (Au) mit einer Koordinationszahl von 12 [45](#page=45). * **Kubisch innenzentriert (krz, bcc):** Ein Beispiel ist Natrium (Na) und Wolfram (W) mit einer Koordinationszahl von 8 (+6) [45](#page=45). * **Übergänge zwischen Bindungsformen:** Es gibt fließende Übergänge zwischen verschiedenen Bindungsarten, was sich auch in der chemischen Zusammensetzung von Verbindungen widerspiegelt. Ein Übergang von kovalenter zu metallischer Bindung kann beispielsweise über Halbleiter erfolgen [47](#page=47). > **Beispiel:** Die Reihe NaCl $\rightarrow$ $MgCl_2$ $\rightarrow$ $AlCl_3$ $\rightarrow$ $SiCl_4$ $\rightarrow$ $PCl_3$ $\rightarrow$ $SCl_2$ $\rightarrow$ $Cl_2$ zeigt eine Zunahme des kovalenten Charakters. Umgekehrt kann eine Reihe wie $Cl_2$ $\rightarrow$ $S_8$ $\rightarrow$ $P_4$ $\rightarrow$ $Si$ $\rightarrow$ $Al$ $\rightarrow$ $Mg$ $\rightarrow$ $Na$ eine Tendenz zu metallischem Verhalten aufzeigen [47](#page=47). ### 3.2 Der gasförmige Zustand Der gasförmige Zustand ist durch spezifische Charakteristika und Gesetze gekennzeichnet, die das Verhalten von Gasen beschreiben. * **Charakteristika von Gasen:** * Gasmoleküle verteilen sich gleichmäßig im verfügbaren Raum [49](#page=49). * Gase weisen eine geringe Dichte auf [49](#page=49). * Sie sind hochgradig komprimierbar [49](#page=49). * Gase bilden homogene Gemische [49](#page=49). * Die Moleküle befinden sich in ständiger, ungerichteter Bewegung [49](#page=49). * Das Modell geht von unabhängiger Molekülbewegung aus, mit vollkommen elastischen Stößen. Stöße auf die Behälterwand erzeugen Druck [49](#page=49). * **Die stöchiometrischen Gesetze und Gasgesetze:** * **Volumengesetz (Gay-Lussac, 1811):** Dieses Gesetz besagt, dass sich Gase in chemischen Reaktionen in ganzzahligen Volumenverhältnissen umsetzen. Ein klassisches Beispiel ist die Reaktion von zwei Volumenteilen Wasserstoff mit einem Volumenteil Sauerstoff zu Wasser [48](#page=48). * Die empirischen Gasgesetze beinhalten das Boyle-Mariotte-Gesetz (p $\sim$ V$^{-1}$ bei konstanter Temperatur und Stoffmenge) und das Gay-Lussac-Gesetz (V $\sim$ T bei konstantem Druck und Stoffmenge) [50](#page=50). * **Das ideale Gasgesetz:** Die empirischen Gasgesetze führen zum idealen Gasgesetz, das die Beziehung zwischen Druck ($p$), Volumen ($V$), Stoffmenge ($n$) und Temperatur ($T$) beschreibt: $$ p \cdot V = n \cdot R \cdot T $$ Dabei ist $R$ die allgemeine Gaskonstante mit einem Wert von 8,314 J/mol·K [51](#page=51). * **Standardbedingungen:** Unter Standardbedingungen (1013 hPa Druck und 273,15 K Temperatur) nimmt 1 Mol eines beliebigen Gases ein Volumen von 22,4 Litern ein [51](#page=51). * Dieses Volumen enthält 6,022 $\times$ 10$^{23}$ Teilchen (Avogadro-Konstante) [51](#page=51). > **Beispiel:** 22,4 Liter Wasserstoff wiegen 2,0 Gramm, während 22,4 Liter Xenon 131,29 Gramm wiegen [51](#page=51). * **Reale Gase und die Van-der-Waals-Gleichung:** Das ideale Gas ist ein Grenzfall, der bei niedrigem Druck, großem Volumen und hoher Temperatur annähernd erreicht wird, wenn Wechselwirkungen zwischen den Molekülen vernachlässigbar sind. Bei höherem Druck und niedrigerer Temperatur treten Abweichungen vom idealen Verhalten auf, und man spricht von einem realen Gas. Diese Abweichungen resultieren aus zwei Hauptfaktoren [52](#page=52): a) Anziehungskräfte (Kohäsionskräfte) zwischen den Molekülen. b) Das Eigenvolumen der Moleküle, das vom Gesamtvolumen subtrahiert werden muss. Die Van-der-Waals-Gleichung berücksichtigt diese Effekte: $$ \left(p + a \left(\frac{n}{V}\right)^2\right) (V - nb) = nRT $$ Hierbei steht $a$ für die Stärke der Anziehungskräfte und $b$ für das Eigenvolumen der Moleküle [52](#page=52). --- ## Häufige fehler vermeiden - Überprüfen Sie alle Themen gründlich vor Prüfungen - Achten Sie auf Formeln und wichtige Definitionen - Üben Sie mit den in jedem Abschnitt bereitgestellten Beispielen - Memorieren Sie nicht ohne die zugrunde liegenden Konzepte zu verstehen

| Term | Definition | |------|------------| | Ionenbindung | Eine chemische Bindung, die durch elektrostatische Anziehungskräfte zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen entsteht. Sie bildet sich typischerweise zwischen Metallen mit geringer und Nichtmetallen mit hoher Elektronegativität. | | Kovalente Bindung | Eine chemische Bindung, bei der sich Atome Elektronenpaare teilen, um eine stabile Elektronenkonfiguration zu erreichen. Sie entsteht typischerweise zwischen Nichtmetallen. | | Metallische Bindung | Eine Art der chemischen Bindung, die in Metallen vorkommt, wobei Metallionen in einem „Elektronengas“ aus delokalisierten Valenzelektronen eingebettet sind. | | Elektronegativität | Ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms in einem Molekül, die Bindungselektronen an sich zu ziehen. Sie ist entscheidend für die Art der chemischen Bindung. | | Valenzelektronen | Die Elektronen in der äußersten Schale eines Atoms, die an chemischen Bindungen beteiligt sind. | | Edelgaskonfiguration | Eine stabile Elektronenkonfiguration, die der eines Edelgases ähnelt, typischerweise mit acht Valenzelektronen (Oktettregel), was die treibende Kraft für chemische Bindungen darstellt. | | Gitterenergie | Die Energie, die freigesetzt wird, wenn Ionen in der Gasphase sich zu einem Ionenkristall verbinden, oder die Energie, die benötigt wird, um einen Ionenkristall in seine einzelnen Ionen zu zerlegen. | | Coulomb-Kräfte | Die Anziehungs- oder Abstoßungskräfte zwischen elektrisch geladenen Teilchen, die nach dem Coulomb-Gesetz beschrieben werden. | | Radienquotient | Das Verhältnis des Radius eines Kations zu dem eines Anions, das die Struktur und die Koordinationszahl in Ionenkristallen beeinflusst. | | Born-Haber-Kreisprozess | Ein thermodynamischer Zyklus, der verwendet wird, um die Gitterenergie eines Ionenkristalls zu berechnen, indem verschiedene Energieänderungen wie Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität und Sublimationsenthalpie einbezogen werden. | | Molekülorbital | Ein Orbital, das sich über mehrere Atome in einem Molekül erstreckt und von den Elektronen aller beteiligten Atome besetzt werden kann. | | Hybridisierung | Ein Konzept in der chemischen Bindungstheorie, bei dem Atomorbitale einer vergleichbaren Energie zu neuen, „hybridisierten“ Orbitalen mit spezifischen geometrischen Eigenschaften gemischt werden, um Bindungen zu bilden. | | VSEPR-Modell | (Valence Shell Electron Pair Repulsion) Ein Modell zur Vorhersage der Molekülgeometrie basierend auf der Abstoßung zwischen Elektronenpaaren in der Valenzschale eines Zentralatoms. | | Mesomerie | Ein Konzept, das die Delokalisierung von Elektronen in bestimmten Molekülen oder polyatomaren Ionen beschreibt, wo die tatsächliche Elektronenstruktur eine Mischung aus mehreren resonanten Grenzstrukturen ist. | | Van-der-Waals-Kräfte | Schwache intermolekulare Kräfte, die aus temporären oder induzierten Dipolen in Molekülen resultieren und für die Anziehung zwischen nichtpolaren Molekülen verantwortlich sind. | | Dipolmoment | Ein Maß für die Polarität eines Moleküls, das aus der ungleichen Verteilung der Ladungen resultiert. Es wird als Produkt aus der Ladung und dem Abstand zwischen den Ladungen berechnet. | | Wasserstoffbrückenbindung | Eine spezielle Art von Wasserstoffbrückenbindung, die auftritt, wenn ein Wasserstoffatom an ein stark elektronegatives Atom (wie O, N oder F) gebunden ist und eine elektrostatische Anziehung zu einem anderen elektronegativen Atom in einem benachbarten Molekül besteht. | | Isoelektronisch | Beschreibt Atome oder Moleküle, die die gleiche Anzahl von Elektronen und die gleiche Elektronenkonfiguration aufweisen. | | Oktettregel | Eine Regel, die besagt, dass Atome dazu neigen, Elektronen zu gewinnen, zu verlieren oder zu teilen, um eine stabile Elektronenkonfiguration mit acht Valenzelektronen zu erreichen. |