Chemische Bindung

• auch Kovalente Bindung

• häufigste Bindungstyp in der Biochemie und entsteht zwischen zwei Nichtmetallen.

  • sehr häufig bei H

• Resultat wird Molekül genannt und die Differenz der Elektronegativität (EN) der Bindungspartner ist < 1,7.

• Bei dieser Bindung stellt sich ein Abstand zwischen den beiden Atomkernen ein, der zum Teil von der Abstoßung der beiden Kerne und zum Teil von der Anziehung durch die überlappenden Orbitale zustande kommt.

• partialladung

• Bei derartigen Molekülen, die aus Atomen mit unterschiedlichen Elektronegativitäten (EN) bestehen und nicht symmetrisch angeordnet sind, kommt es zur Polarität (EN-Differenz > 0,4, aber noch immer < 1,7). Wenn die Schwerpunkte der positiven und negativen Ladungen nicht zusammenfallen, ergeben sich eine positive und negative Partialladung im Molekül (Dipolmoment).

In der Abbildung der Wassermoleküle sind außerdem die Partialladungen eingezeichnet (δ+, δ−). Als Resultat lagern sich die Moleküle mit unterschiedlichen Ladungen aneinander (Dipol-Dipol-Wechselwirkung). Bei Wassermolekülen wird dieses Phänomen Wasserstoffbrückenbindung (H-Brückenbindung) genannt.

Ähnliches löst sich in Ähnlichem“.

Übertragen auf die Polarität lässt sich festhalten: Polares löst sich in Polarem und Unpolares in Unpolarem.

• [He] 2s2 2p2

  • könnte 4 Elektron in seinem 2p-orbital aufnehmen

• liegt meist hybridisiert vor

• Kohlenstoffatom die Elektronen des 2s-Orbitals (energetisch) anhebt und dadurch aus dem 2s- und dem 2p-Orbital vier neue Orbitale, sog. 2sp3-Orbitale

  • keulen form

• Überlappung von sp3-Orbitalen zweier C-Atome (Einfachbindung), entsteht eine kovalente Bindung, die in diesem Fall als Sigma-Bindung

  • einfache Elektronenwolke erlaubt eine Drehung um die Bindungsachse

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• nicht zwingend notwendig, dass sich alle p-Orbitale an der Hybridisierung beteiligen.

• zwei 2p-Orbitale mit dem 2s-Orbital hybridisieren, entstehen drei sp2-Orbitale. Damit ist z. B. eine Doppelbindung möglich: Jeweils ein 2sp2-Orbital der beteiligten C-Atome bildet eine Sigma-Bindung aus, und die Überlappung des jeweils erhaltenen p-Orbitals bildet zusätzlich eine weniger energiereiche sog. Pi-Bindung aus

Unter einer Pi-Bindung versteht man – im Gegensatz zur Sigma-Bindung  – eine Bindung, bei der die p-Orbitale zusammenklappen und ober- und unterhalb der Sigma-Bindung zwei Elektronenwolken bilden. Dadurch geht die Drehbarkeit um die Bindungsachse verloren. Sigma- und Pi-Bindungen bilden somit zusammen Mehrfachbindungen.

• Grafit, Diamant und Fullerene

• Kristallgitter von Graphit baut sich aus übereinander gelagerten ebenen Kohlenstoffschichten auf, bei der jedes Kohlenstoffatom mit nur 3 anderen Kohlenstoffatomen kovalent verbunden ist (sp2-Hybridisierung)

• Beim Diamant bilden die Kohlenstoffatome mit 4 Elektronen Elektronenpaarbindungen aus (sp3-Hybridisierung).

• valence shell electron pair repulsion

• Struktur der dreidimensionalen Bindungen aufgrund der abstoßenden Kräfte zwischen den Elektronenpaaren auf der Außen-, also der Valenzschale

• sp3-Hybridorbitale bilden zueinander einen Winkel von 109,5° (Tetraeder)

• sp2-Hybridorbitale bilden zueinander einen Winkel von 120° (trigonal planar)

• sp-Hybridorbitale bilden zueinander einen Winkel von 180° (lineare Ausrichtung, ohne Abb.)

• H2O einen Winkel von 104,5°

• in Nichtmetall mit einem Metall

• Elektronegativitätsunterschied zwischen beiden Bindungspartnern von > 1,7.

• nichtmetall of ein Halogen, metall of ein alkali-erdalkalimetall

• resultat ein salz/ ionengitter

• positiv geladenen Teilchen (=Kationen) und die negativ geladenen Teilchen (=Anionen) ordnen sich in einem kristallinen Gitter an, um den günstigen energetischen Zustand einzunehmen.

  
  

• Verformbarkeit des Kristalls bzw. wie spröde das Material ist

• Aufgrund der hohen Bindungsenergien sind auch die Schmelz- und Siedetemperaturen von Salzen sehr hoch

• elektrische leitfähigkeit von Salzen schlecht -> keine gute bewegung in der Gitterstruktur

• in polaren Lösungsmittle (z.B. H2O) gelöst, zerbricht die Gitterstruktur , die Salze zerfallen in ihre Ionen -> erhöhung der elektrische Leitfähigkeit des Wassers

• Metall mit metall bindung

• positiven Kerne bilden eine geordnete Struktur und geben ihre Außenelektronen als Elektronengas ab

• Die Atomrümpfe, also die Atome ohne Außenelektronen, bilden – ähnlich wie bei den Salzen – ein Gitter wie hier abgebildet:

  
  

  

• in der Lage, elektrischen Strom zu leiten

• elektrische Leitfähigkeit wird durch Erwärmen der Metalle verringert, da die sich durch Energiezufuhr stärker bewegenden Kerne ein größeres Hindernis darstellen

• Möglichkeit, dass die Atomrümpfe fast ungestört schwingen können, überhaupt der Grund für die gute Wärmeleitfähigkeit von Metallen.

• Weitere Besonderheiten dieser Bindungsform sind eine gute Duktilität (= Verformbarkeit) und der metallische Glanz aufgrund der glatten Oberfläche von Metallen.

• eine Mischung verschiedener Metalle, die je nach Metalltyp unterschiedlich ausfällt. Bronze ist etwa eine Legierung aus Zinn und Kupfer.