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Bindung in mehratomigen Molekülen und Festkörpern (Typen der chemischen Bindung)

Typen der chemischen Bindung

Die Art der chemischen Bindung ist von der Art der Elemente und deren Umgebung abhängig. Entsprechend den Wechselwirkungen zwischen den Atomen bzw. Molekülen unterscheidet man im Allgemeinen folgende Grenztypen der chemischen Bindung:

Grenztypen der chemischen Bindung:

  • kovalente Bindung (Atombindung; homöopolare Bindung)
  • ionische Bindung (Ionenbeziehung; heteropolare Bindung)
  • metallische Bindung

Die chemische Bindung resultiert aus einer Wechselwirkung von Valenzelektronen zwischen den Atomen. (Warum leisten die "inneren" Elektronen keinen wesentlichen Beitrag?). Bei der Ionenbindung werden Elektronen auf den elektronegativen Partner übertragen (wodurch meist eine abgeschlossene "Edelgasschale" erreicht wird), so dass die Bindung auf der elektrostatischen Anziehung zwischen den entgegengesetzt geladenen Ionen beruht. Eine erste Beschreibung der kovalenten Bindung geht auf Lewis (1916) zurück. Er erklärt die Bindung mit Hilfe von Elektronenpaaren, die den Atomen eines Moleküls gemeinsam angehören. Bei der metallischen Bindung wird angenommen, dass positiv geladene Atomrümpfe in einer bestimmten Anordnung und frei bewegliche Valenzelektronen vorliegen, die keinem bestimmten Atom zugeordnet werden.

In der folgenden Grafik sind die Übergänge zwischen den Bindungstypen schematisch dargestellt:

Abb.1
Bindungsdreieck

Die Übergänge sind fließend und lassen sich anhand der Polarität der Bindungen beschreiben. Der polare Charakter einer Bindung ist umso ausgeprägter, je stärker sich die Bindungspartner in ihrer Elektronegativität unterscheiden. Die früher als inert geltenden Edelgase bilden auch Verbindungen (wie Xenondifluorid), jedoch sind die erforderlichen Ionisierungsenergien der Edelgas-Atome (vgl. PSE) deutlich höher.

Die bisher genannten Bindungstypen charakterisieren starke Wechselwirkungskräfte. Zwischen Atomen und Molekülen treten aber auch schwache Wechselwirkungskräfte auf, die unter bestimmten Bedingungen zur Aggregation der Atome und Moleküle führen:

  • Van-der-Waals-Wechselwirkung
  • Wasserstoff-Brückenbindung
Abb.2
Intermolekular - z.B. Ameisensäure
Abb.3
Intramolekular - z.B. Maleinsäure

 

  • Elektronen-Donor-Akzeptor-Wechselwirkung (EDA) (z.B. NH3 -> BF3 und Charge-Transfer-Komplexe)
  • Koordinative Bindung (z.B. Olefin-π-Komplexe, vgl. Zeise-Salz und Ferrocen, Dewar-Chatt-Duncanson Modell mit σ-Donation und π-Backdonation Bindungs-Komponenten)
  • Dreizentrenbindung (z.B. Diboran)

Zwischenmolekulare Kräfte lassen sich entsprechend einer Multipol-Entwicklung (Monopol, Dipol, Quadrupol ...) in den verschiedenen r-Abhängigkeiten beschreiben.

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