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Chemische Bindung
Dipol-Dipol-Wechselwirkungen
Moleküle (intramolekular) Kovalente Bindung Moleküle (intermolekular) Van-der-Waals-Kräfte Wasserstoffbrücke Salze Ionische Bindung Ion-Dipolkräfte Metall Metallbindung Kovalente Netzwerke Kovalente Bindung Theorien Lewis-Theorie Valenzbindungstheorie VSEPR-Theorie Molekülorbitaltheorie Eigenschaften Bindungslänge Bindungswinkel Bindungsenthalpie Bindungsenergie verbindliche Bestellung Elektronegativität Röstthalpie
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EIN chemische Bindung ist das anziehend Leistung zwischen zwei oder mehr Atome, Ionen oder Moleküle von einem bestimmten Chemiker Staub. Das Sehenswürdigkeiteninnerhalb ein Atom, zwischen Protonen, Neutronen und Elektronen, sind nicht chemisch, sondern körperlich Fesseln.

Theorien

Die verschiedenen chemischen Bindungen werden theoretisch beschrieben durch:

• das Lewis-Theorie
• das Valenzbindungstheorie
• das Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßungstheorie oder VSEPR-Theorie
• das Molekülorbitaltheorie

Verschiedene Typen

Das Stoffeigenschaften von einem gegebenen Staub sind ein direktes Ergebnis der Art der chemischen Bindung in dieser Substanz. Die Bildung chemischer Bindungen ist Chemie durch Hybridisierung erklärt. Es verbindet Elektronenorbitale der Atome, die eine chemische Bindung eingehen.

Die Ionen von Salze und die Atome von a Metall normalerweise als dichtester Stapel stapeln, mit einer molekularen Substanz nach dem VSEPR-Theorie viele Stapel möglich.

Das Bindungsordnung einer chemischen Bindung ist die Anzahl der Bindungen zwischen zwei Atomen, die in der Bindung verbunden sind.

Molekulare Substanzen

Bei molekularen Substanzen werden die Bindungen in zwei Arten unterteilt, nämlich in intramolekulare Bindung und intermolekulare Bindung:

Intramolekulare Bindungen

Intramolekulare Bindungen sind Bindungen zwischen den Atome im gleichen Molekül. Die Art der Bindung, die in jedem Molekül auftritt, ist:

• kovalente Bindung.

Die kovalente Bindung zwischen zwei identischen Atomen ist unpolar. Beispiel Sauerstoff, Oh₂.

Die kovalente Bindung zwischen nicht identischen Atomen ist Polar-. Die Stärke der Polarität hängt von der Differenz in Elektronegativität zwischen beiden Atomen. Beispiel: die OH-Bindung in Wasser, huh₂Ö.

Die unten genannten Bindungen in den intermolekularen Bindungen spielen auch innerhalb von Molekülen bei bestimmten Verbindungstypen eine wichtige Rolle.

Intermolekulare Bindungen

Intermolekulare Bindungen halten die Moleküle in der fester Zustand und in der flüssigen Zustand zusammen:

• Van-der-Waals-Kräfte, unter denen Dipol-Dipol-Wechselwirkungen und Londoner Streitkräfte
• Wasserstoffbrücken

Kristallisierte feste molekulare Substanzen haben eine regelmäßige Struktur, a Kristallstruktur.

Salze

Salze bestehen aus positiv und negativ geladenen Ionen, die zusammen eine Kristallstruktur bilden. Die Anziehung zwischen diesen entgegengesetzt geladenen Teilchen ist Ionenverbindung erwähnt.

Salze wie zum Beispiel Natriumsulfat habe einen zusammengesetztes Ion. Innerhalb des zusammengesetzten Ions verbinden sich die Atome durch a kovalente Bindung.

Hydratisiert sind Salze mit Kristallwasser, zum Beispiel die gewöhnliche Kupfer(II)sulfat, CuSO₄ 5 Stunden₂O. In einem Hydrat sind vor allem die positiven Ionen hydratisiert, also von Wassermolekülen umgeben. Die Anziehung zwischen den Ionen und den Wassermolekülen wird als Ionendipolkraft bezeichnet. Ein in Wasser gelöstes Salz hat sich in Ionen zerlegt. Diese Ionen sind auch hydratisiert, treten die Ionendipolkräfte daher auch in Salzlösungen in Wasser auf.

Metall

Die Anziehung zwischen den Partikeln in Metallen ist Metallbindung erwähnt. Ein Metallgitter besteht aus Metallionen. Zwischen diesen Metallionen bewegen Valenzelektronen mehr oder weniger kostenlos. Die Anziehung zwischen den Metallionen und diesen Valenzelektronen ist stärker als die Abstoßung zwischen den Metallionen, so dass das Metallgitter intakt bleibt.

Haftfestigkeit

Die chemische Bindungsstärke steht in direktem Zusammenhang mit der Änderung von Enthalpie, die bei der auftritt Trennung einer bestimmten Anleihe. Je mehr Wärme zum Aufbrechen einer Verbindung erforderlich ist, desto größer ist die Haftfestigkeit. Enthalpieänderungen sind in nach Bindungsart geordneten Tabellen zu entnehmen.^[1]

Das körperlich Haftfestigkeit (Zusammenhalt) eines Stoffes wird in der Wärmemenge ausgedrückt, die zugeführt werden muss, um den Stoff vom Feststoff in die Flüssigkeit zu überführen Aggregatzustand mitbringen: das sogenannte Schmelzwärme, oder der Flüssigkeit im gasförmigen Zustand: die Verdampfungswärme.

An einer chemische Reaktion ist der Energie für die Reaktion benötigt (endothermer Prozess) ist, ob es freigegeben ist (exothermer Prozess) messen. Damit ist auch die Bindungsenthalpie Fest. Die Bildung einer kovalenten Bindung ist ein exothermer Prozess, bei solchen chemischen Reaktionen wird Wärme frei: Die Bindungsenthalpie kovalenter Bindungen ist negativ.

Salze haben immer ein Ionengitter, jedes Salzion ist von mehreren anderen Salzionen umgeben. Das Röstenthalpie ist die Wärme, die erforderlich ist, um das Ionengitter in freie Ionen aufzubrechen. Einen qualitativen Eindruck von der Stärke der ionischen Bindung erhält man mit der Formel für die elektrostatische Anziehung von Punktladungen, der Coulomb-Gesetz:

${displaystyle F_{C}=kcdot {frac {q_{1}cdot q_{2}}{r^{2}}}}$

die Faktoren, die die Stärke einer Ionenbindung beeinflussen, sind dann:

• die Größe der Ionen: je größer die Ionen, desto weiter sind die Ladungszentren voneinander entfernt und desto geringer ist die Anziehungskraft
• die Größe der Ladungen: je größer die Ladungen, desto stärker die Bindung

val

Das fallen oder Äquivalent ist eine gewählte Einheit, die anzeigt, inwieweit Staub kann mit anderen Stoffen eine chemische Bindung eingehen.

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