Chemesch Bindung
Chemesch Bindung ass eng Fro vun der Energie. Elektronen a Käre reorganiséiere sech, bis Unzéiung an Ofstoussung zesummen eng Struktur mat méi niddreger Energie erginn. Ionesch, kovalent a metallesch Bindung si verschidde nëtzlech Beschreiwunge vun dëser Elektroneverdeelung, net dräi onofhängeg Kräften.
Energie a Bindungsmodeller
D’Energieminimum definéiert d’Bindung
Op grousser Distanz interagéiere zwee Atomer nëmme schwaach. Wa si méi no beienee kommen, zitt all Kär Elektronen un, déi mam aneren Atom verbonne sinn, an d’Gesamtenergie kann erofgoen. Ginn d’Kären ze no beienee gedréckt, klammen Kär–Kär- an Elektron–Elektron-Ofstoussung staark un.
D’Gläichgewiichts-Bindungslängt ass d’Distanz beim Minimum vun der potenzieller Energie-Kéier. Fir eng Bindung ze dissoziéieren ass Energie néideg, well d’Trenne vun den Atomer de System aus dësem Minimum erausbeweegt.
Bindungslängt a Bindungsenergie hänken also zesummen, mee si sinn net datselwecht: dat eent ass eng Distanz, dat anert en Energiedifferenz.
Ionesch Bindung ass en ausgedeent elektrostatescht Gitter
An engem Ionekristall zéie Kationen an Anione vill entgéintgesat gelueden Noperen un. Fest NaCl besteet net aus isoléierten Na–Cl-Moleküllen; et ass en ausgedeent Gitter, deem seng gesamt elektrostatesch Stabiliséierung de ganze Kristall ëmfaasst.
De Betrag vun der Gitterenergie klëmmt, wann d’Ionenladunge méi grouss ginn an d’Ion–Ion-Distanze méi kleng. Dat hëlleft z’erklären, firwat MgO vill méi staark gebonne ass wéi NaCl, och wann d’Struktur an d’Ionegréissten och eng Roll spillen.
Wann en ionesche Feststoff schmëlzt oder opgeléist gëtt, kënne mobil Ionen elektresche Stroum transportéieren. De Feststoff selwer leet normalerweis schlecht, well d’Ionen am Gitter fixéiert sinn.
Kovalent Bindung: Orbitaliwwerlappung a gedeelt Elektronendicht
An der Valenzbindungsbeschreiwung entsteet eng kovalent Bindung, wann Atomorbitaler sech iwwerlappen an zwee Elektronen de Beräich tëscht de Käre besetzen, wärend si vu béide Kären ugezunn ginn.
Frontal Iwwerlappung gëtt eng σ-Bindung. Säitlech Iwwerlappung vu parallele p-Orbitaler gëtt eng π-Bindung. Eng Duebelbindung enthält normalerweis eng σ- an eng π-Bindung; eng Dräifachbindung enthält eng σ- an zwou π-Bindungen.
Fir datselwecht Elements-Puer bedeit eng méi héich Bindungsuerdnung normalerweis eng méi kuerz a méi staark Bindung, well méi Elektronendicht de Beräich tëscht de Käre stabiliséiert.
Metallesch Bindung a Bänner
Metallesch Valenzelektrone sinn net op ee bestëmmt Atom-Puer limitéiert. Hir Zoustänn erstrecke sech iwwer vill Atomer, sou datt Elektronen duerch de Feststoff beweege kënnen, wann en elektrescht Feld ugeluecht gëtt.
Dat bekannte Bild vum „Elektronemier“ ass en nëtzlechen éischte Modell. D’Bandtheorie liwwert déi quantemechanesch Versioun: déi enorm Zuel vu ganz no beienee leien atomare Zoustänn an engem Feststoff formt Bänner vun erlaabten elektroneschen Energien.
Delokaliséiert Bindung hëlleft och z’erklären, firwat Metaller dacks verformt kënne ginn, ouni datt dat ganzt Bindungsnetz brécht. Dat mécht si duktil a formbar.
Bindungspolaritéit mécht ioneschen a kovalente Charakter kontinuéierlech
Wann een Atom méi elektronegativ ass, verréckelt sech déi gedeelt Elektronendicht a seng Richtung an d’Bindung gëtt polar. Eng ganz grouss Ladungstrennung gëtt staarken ionesche Charakter, mee et gëtt keng universell Δχ-Grenz, bei där eng Bindung op eemol d’Kategorie wiesselt.
Kleng, staark geluede Katioune kënne grouss Anione staark polariséieren an domat de kovalente Charakter erhéijen. AlCl₃ ass zum Beispill vill méi kovalent, wéi eng einfach Metall/Net-Metall-Reegel géif vermudde loossen.
De richtege Bindungsmodell ass deen, deen d’Eegenschaft erkläert, déi ënnersicht gëtt: Elektronendicht, Gitterenergie, Molekülgeometrie, Leetfäegkeet oder Spektroskopie.
Quantebeschreiwungen an Delokaliséierung
Molekülorbitaler a Bindungsuerdnung
D’Molekülorbitaltheorie kombinéiert Atomorbitaler zu Orbitaler, déi sech iwwer e ganzt Molekül erstrecken. Kombinatiounen an der selwechter Phas erginn bindend Orbitaler; Kombinatiounen an entgéintgesater Phas erginn antibindend Orbitaler, mat engem Stär markéiert.
Bindungsuerdnung = (bindend Elektronen − antibindend Elektronen)/2
Wann en antibindenden Orbital besat gëtt, gëtt en Deel vun der Stabiliséierung duerch bindend Elektronen opgehaangen. MO-Theorie erkläert de Paramagnetismus vun O₂, deen eng einfach Lewis-Struktur net virausseet.
Lokaliséiert Bindunge sinn heiansdo nëmmen en Deel vum Bild
Lewis-Strukture zeechnen Elektronekoppele meeschtens tëscht bestëmmten Atomer, mee verschidde Molekülle kënnen net genee mat nëmmen enger lokaliséierter Struktur duergestallt ginn. Beim Karbonat, Nitrat oder Benzen ënnerscheede sech verschidde Lewis-Strukturen nëmmen an der Plaz vun de π-Elektronen.
Déi tatsächlech Elektroneverdeelung ass delokaliséiert. Resonanzstrukture si keng Moleküllen, déi séier anenee verwandelt ginn; si sinn alternativ Zeechnunge fir een eenzege quantemechaneschen Zoustand, deem seng Elektronendicht iwwer méi Bindunge verdeelt ass.
Delokaliséierung kann Bindungslängten ausgläichen an e Molekül oder Ion stabiliséieren. Molekülorbitalbeschreiwunge maachen dat natierlech mat, well si Orbitaler iwwer méi Atomer ausdeene loossen.
Vum Bindungsmodell zu den Eegenschaften
Bindungsmodell a Materialeegenschaften
Ionesch Feststoffer
Dacks héich Schmelzpunkten a brécheg; si leeden, wann d’Ione mobil ginn.
Molekular Substanzen
Staark kovalent Bindungen an de Moleküllen; Schmelzen a Kache vum Gesamtmaterial ginn dacks vun intermolekulare Kräften bestëmmt.
Kovalent Netzwierkfeststoffer
Ausgedeent kovalent Netzwierker wéi Diamant oder Siliziumdioxid; dacks haart a mat héije Schmelzpunkten.
Metaller
Delokaliséiert Elektronen erméiglechen elektresch an thermesch Leedung an dacks och Duktilitéit.
Waasserstoffbrécken, Dipol–Dipol-Kräften an Dispersiounskräfte wierken tëscht Moleküllen. Si si wichteg fir makroskopesch Eegenschaften, mee si sinn net déi kovalent Bindungen, déi d’Atomer an engem eenzege Molekül zesummenhalen.
Bindungsenergien a Reaktiounen
Eng kovalent Bindung ze brieche verlaangt Energie; eng Bindung ze bilden setzt Energie fräi. Duerchschnëttlech Bindungsenergie kënnen dofir d’Reaktiounsenthalpie an der Gasphas schätzen, andeems d’Energie fir d’Bindunge vun de Reaktanten ze brieche mat der Energie verglach gëtt, déi bei der Bildung vun de Produktbindunge fräigesat gëtt.
Dat sinn Duerchschnëttswäerter. Eng C–H-Bindung huet net an all Molekül genee déiselwecht Dissoziatiounsenergie, well déi ëmleiend Elektronestruktur d’Bindung verännert.
Lewis-, Valenzbindungs- a Molekülorbitalmodeller beäntweren ënnerschiddlech Froen
| Modell | Am beschte fir | Wichteg Begrenzung |
|---|---|---|
| Lewis-Strukturen | Elektrone zielen, Konnektivitéit, formal Ladung a Resonanz-Comptabilitéit | Enthalen net eng komplett dräidimensional oder energetesch Beschreiwung |
| Valenzbindungsmodell | Lokaliséiert Bindungen, Orbitaliwwerlappung, σ/π-Sprooch a vill Molekülgeometrien | Kann Delokaliséierung a bestëmmt magnetescht Verhalen verstoppen |
| Molekülorbitalmodell | Delokaliséierung, Bindungsuerdnung, Spektren a Magnetismus wéi O₂-Paramagnetismus | Méi abstrakt a verlaangt normalerweis e méi groussen Orbital-Kader |
Dës Modeller ergänzen sech. Eng Lewis-Struktur ass net „falsch“, well d’MO-Theorie méi déif geet; si ass en einfacht Instrument fir eng aner Aart vu Froen. Gutt chemescht Denken wiesselt de Modell, wann d’Fro wiesselt.
Übungen
Bindungsuerdnung
E diatomescht Molekül huet 8 Elektronen a bindenden Orbitaler a 4 an antibindenden Orbitaler. Bestëmmt d’Bindungsuerdnung.
Léisung
(8 − 4)/2 = 2.
NaCl-Kristall
Firwat ass et irreféierend, fest NaCl als Sammlung vun eenzelne Na–Cl-Moleküllen ze zeechnen?
Léisung
All Ion interagéiert mat e puer entgéintgesat geluedenen Noperen an engem ausgedeenten elektrostatesche Gitter; am Kristall gëtt et keng diskret NaCl-Moleküleenheeten.
Eenzel- an Dräifachbindungen
Tëscht de selwechten zwee Elementer: wéi eng ass normalerweis méi kuerz?
Léisung
D’ Dräifachbindung, well eng méi héich Bindungsuerdnung eng méi staark Stabiliséierung tëscht de Käre gëtt an normalerweis eng méi kuerz Gläichgewiichts-Distanz.