Hinweise zur chemischen Bindung
Chemische Bindungen führen zur Bildung von Molekülen und sind entscheidend für den Aufbau aller Dinge. Erfahre, was chemische Bindungen sind und welche verschiedenen Arten es gibt. Interessiert? All das und mehr findest du im folgenden Text!
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Grundlagen zum Thema Hinweise zur chemischen Bindung
Hinweise zu chemischen Bindungen
Durch chemische Bindungen können sich aus einzelnen Atomen Moleküle bilden. Chemische Bindungen sind somit für den Aufbau aller Moleküle und somit für den Aufbau aller Dinge und Lebewesen auf unserer Erde verantwortlich. Im Folgenden findest du zunächst eine Erklärung, was chemische Bindungen sind. Im Anschluss daran erhältst du eine Übersicht über die wichtigsten chemischen Bindungen.
Chemische Bindung – Definition
Unter einer chemischen Bindung versteht man den Zusammenhalt von mindestens zwei Atomen oder Ionen. Hierbei bilden sich chemische Verbindungen. Diese werden auch Moleküle genannt. Doch warum gehen verschiedene Elemente eine chemische Bindung ein? Durch eine chemische Bindung wird ein thermodynamisch günstigerer Energiezustand erreicht.
Abhängig von den Reaktionspartnern und den Reaktionen werden unterschiedliche Arten chemischer Bindungen ausgebildet. Welche chemischen Bindungen gibt es und wie unterscheiden sie sich? All das wird dir in den nächsten Abschnitten einfach erklärt.
Stärke der chemischen Bindungen
Die unterschiedlichen chemischen Bindungen unterscheiden sich nicht nur in den Bindungspartnern, sondern auch in der Bindungsstärke.
In der folgenden Tabelle findest du einen Überblick über die wichtigsten chemischen Bindungsarten nach Stärke sortiert.
| Starke chemische Bindungen | Zwischenmolekulare Kräfte (schwache chemische Bindungen) |
|---|---|
| Ionenbindung: |
Wasserstoffbrückenbindung: |
| Kovalente Bindung: |
Van-der-Waals-Kräfte: |
| Metallbindung: |
Kovalente Bindungen
Die kovalente Bindung wird auch Atombindung genannt. Die Bindung zwischen Atomen wird durch die Herausbildung eines oder mehrerer gemeinsamer Elektronenpaare bewirkt. Dadurch erreicht mindestens ein Atom eine stabile Elektronenkonfiguration (Oktettregel, Edelgaskonfiguration). Je nachdem wie stark das gemeinsame Elektronenpaar von einem der beiden Atome angezogen wird, unterscheidet man zwischen polarer Atombindung und unpolarer Atombindung.
Wie genau bilden sich eigentlich kovalente Bindungen? Kovalente Bindungen können durch $\sigma$- oder $\pi$-Bindungen gebildet werden.
$\sigma$-Bindungen sind chemische Bindungen zwischen zwei Atomen, bei denen die Elektronenverteilung der Bindung rotationssymmetrisch ausgerichtet ist. Die $\sigma$-Bindung ist eine Einfachbindung, sie ist aber auch der Grundbestandteil von Doppel- und Dreifachbindungen.
$\pi$-Bindungen sind chemische Bindungen zwischen zwei Atomen, die durch Überlappung ihrer p- oder d-Orbitale zustande kommen. Dieser Bindungstyp ist achsensymmetrisch, aber nicht rotationssymmetrisch. $\pi$-Bindungen sind Bestandteil von Mehrfachbindungen.
Schauen wir uns das am Beispiel des Kohlenstoffs an: $\sigma$-Bindungen treten bei jeder kovalenten Bindung eines Kohlenstoffatoms auf. $\pi$-Bindungen treten lediglich bei $\ce{{sp}^2}$- oder $\ce{sp}$-Hybridisierung zusätzlich zur $\sigma$-Bindung auf. Die $\sigma$-Bindung ist stärker als die $\pi$-Bindung. Jedoch ist die Beweglichkeit der Elektronen in der $\pi$-Bindung höher als in der $\sigma$-Bindung. Hierdurch kommt es zu einer höheren Polarisierbarkeit der $\pi$-Bindung. Dies hat ebenfalls eine höhere Reaktionsfähigkeit von $\pi$-Bindungen im Vergleich zu $\sigma$-Bindungen zur Folge. In der folgenden Tabelle findest du einen Vergleich der Einfach- und Doppelbindung.
| Einfachbindung | Doppelbindung | |
|---|---|---|
| Beispiel | Ethan | Ethen |
| Hybridisierung | $\ce{{sp}^3}$ | $\ce{{sp}^2}$ |
| Bindungsart | $\sigma$ | $\sigma$ und $\pi$ |
| Winkel | 109,5° | 120° |
| Drehbarkeit | frei drehbar | nicht drehbar |
| Polarisierbarkeit | geringer | höher |
| Reaktionsfähigkeit | geringer | höher |
Heteroatome
Wenn die Atome der chemischen Elemente Sauerstoff $\ce{O}$, Schwefel $\ce{S}$, Stickstoff $\ce{N}$ oder Phosphor $\ce{P}$ anstelle des chemischen Elements Kohlenstoff $\ce{C}$ im Molekül fungieren, so spricht man von Heteroatomen. Heteroatome haben dabei einen großen Einfluss auf die Polarisierbarkeit. In einer einfachen Kohlenstoffkette tritt keine Polarisierung auf, da die Ladung gleich verteilt ist. Heteroatome haben in der Regel eine höhere Elektronegativität als Kohlenstoff. Hierdurch kommt es zu einer Umverteilung der Ladung, was in einer polarisierten Atombindung resultiert. Am Kohlenstoffatom tritt dabei ein Elektronenmangel auf. Durch die partiell positive Polarisierung am Kohlenstoff können Nucleophile den Kohlenstoff besser angreifen. Bei einem Nucleophil handelt es sich um ein negativ geladenes Ion oder eine partiell negativ geladene funktionelle Gruppe eines Moleküls, die mit einem positiv geladenen Ion oder einer partiell positiv geladenen funktionellen Gruppe reagiert. Das Kohlenstoffatom kann im Zusammenhang mit Heteroatomen $\ce{{sp}^3}$-, $\ce{{sp}^2}$- oder $\ce{sp}$-hybridisiert sein. $\ce{{sp}^3}$-Hybridisierung tritt bei Aminen, bei Alkoholen oder bei Ethern auf. Auch trifft man sie bei Thioalkoholen oder Thioethern an. Das Kohlenstoffatom ist $\ce{{sp}^2}$-hybridisiert im Fall von Iminen oder Ketonen und es ist $\ce{sp}$-hybridisiert, wenn man es mit einem Nitril zu tun hat.
Dieses Video
Alkane bilden Einfachbindungen untereinander aus. Diese bilden einen Winkel von etwa 109°. Um die Bindungen sind die Moleküle frei drehbar. In Alkenen wie im Ethenmolekül ist die Drehbarkeit nicht möglich. Die eine Bindung wird als $\sigma$-Bindung, die andere als $\pi$-Bindung bezeichnet. Die $\sigma$-Bindung ist stärker als die $\pi$-Bindung, dafür ist $\pi$ leichter polarisierbar und führt zu einer Erhöhung der Reaktivität. Elektronendonatoren und -akzeptoren sind für viele chemische Reaktionen verantwortlich. Ursache sind häufig elektronegative Heteroatome wie Sauerstoff $\ce{O}$, Schwefel $\ce{S}$, Stickstoff $\ce{N}$ oder Phosphor $\ce{P}$. Es werden die wichtigsten Bindungsarten vorgestellt und nach ihrer Stärke eingeordnet. Im Anschluss an das Video kannst du dein neu erlerntes Wissen an den Übungsaufgaben zu den chemischen Bindungen überprüfen.
Transkript Hinweise zur chemischen Bindung
Hinweise zur chemischen Bindung Guten Tag und herzlich willkommen. Dieses Video heißt "Hinweise zur chemischen Bindung".
Der Film ist wie folgt gegliedert: 1. σ- und π-Bindung 2. Heteroatome 3. Polarisierte Atombindung 4. Radikale 5. Wunderelement Kohlenstoff
σ- und π-Bindung. Wir haben bereits früher gelernt, dass das Kohlenstoffatom sp3 hybridisiert ist. Folgerichtig ergibt sich für Verbindungen des Kohlenstoffatoms eine Tetraederstruktur. Wenn ich das Methanmolekül zeichne und das Kohlenstoffatom schwarz markiere und die Wasserstoffatome rot, so befindet sich das Kohlenstoffatom im Zentrum eines Tetraeders. Die Wasserstoffatome befinden sich oberhalb und unterhalb genau versetzt entlang der Flächendiagonalen. Man kann zeigen, dass der Winkel HCH etwa 109° beträgt. Wenn man sich eine Kohlenstoffkette in einem Kohlenstoffwasserstoffmolekül vorstellt, so sind die Bindungen CCC jeweils etwa 109°. Je nach Bindungssituation sind Abweichungen um einige wenige Grad möglich. Außerdem sind innerhalb der Kette Drehungen um die Bindung CC möglich. Vergleichen wir nun die Moleküle des Ethans und des Ethens. Ethan hat zwischen den beiden Kohlenstoffatomen eine Einfachbindung, Ethen eine Doppelbindung. Im Ethanmolekül sind die Kohlenstoffatome sp3 hybridisiert, im Ethenmolekül sp2 hybridisiert. Das führt im Fall des Ethans zu einer Einfachbindung zwischen den Kohlenstoffatomen, während sich im Fall des Ethens eine Doppelbindung ergibt. Die beiden Bindungen im Ethenmolekül unterscheiden sich voneinander. Daher bezeichnet man sie als σ-Bindung, rot, und als π-Bindung, blau. Über die Drehbarkeit um die Bindung CC im Ethanmolekül haben wir schon gesprochen. Bei der Doppelbindung ist so eine Drehung nicht möglich. Im Ethenmolekül gibt es keine Drehung um die Doppelbindung. Die Polarisierbarkeit des Ethans ist wegen der Einfachbindung bedeutend geringer als die Polarisierbarkeit des Ethenmoleküls. Doppelbindungen sind leichter polarisierbar, daraus folgt, dass die Reaktionsfähigkeit des Ethanmoleküls geringer ist als die Reaktionsfähigkeit des Ethenmoleküls. Die σ-Bindung ist stärker als die π-Bindung. Allerdings ist die Beweglichkeit der Elektronen bei der π-Bindung größer als die Beweglichkeit der Elektronen bei der σ-Bindung. Das führt zu einer höheren Polarisierbarkeit und zu einer höheren Reaktionsfähigkeit.
Heteroatome. Wenn die Atome der chemischen Elemente Sauerstoff, Schwefel, Stickstoff oder Phosphor anstelle des chemischen Elements Kohlenstoff im Molekül fungieren, so spricht man von Heteroatomen. Das Kohlenstoffatom kann im Zusammenhang mit Heteroatomen sp3, sp2 oder sp hybridisiert sein. sp3-Hybridisierung tritt bei Aminen, bei Alkoholen oder bei Ether auf. Auch trifft man sie bei Thioalkoholen oder Thioethern an. Das Kohlenstoffatom ist sp2 hybridisiert im Fall von Iminen oder Ketonen und es ist sp hybridisiert, wenn man es mit einem Nitril zu tun hat.
Polarisierte Atombindung. In Kohlenwasserstoffen gibt es eine Gleichverteilung der Ladungen. Daher geht keine polarisierte Atombindung vor. Anders verhält es sich, wenn man anstelle des Kohlenstoffatoms ein Sauerstoffatom oder ein Stickstoffatom im Molekül eingebaut hat. Dann kommt es zu einer Ungleichverteilung der Ladung, einem Elektronenmangel am Kohlenstoffatom und einem Elektronenüberschuss am Heteroatom. Die Ursache dafür ist darin zu suchen, dass die Sauerstoff- und Stickstoffatome elektronegativer sind, als das Kohlenstoffatom. Siehe auch Elektronegativität. Im Ergebnis sind Verbindungen mit Heteroatomen reaktiver als Kohlenwasserstoffe. Daraus ergibt sich, dass vorhandene Elektronenpaare als Elektronen-Donatoren und Elektronen-Akzeptoren bei chemischen Prozessen fungieren. Bei der Substitution greift das Hydroxidion, HO-, die Methylgruppe des Methyliodids an. Am Methyl befindet sich ein Elektronenmangel. Es kommt zu einem Austausch des Iodidions gegen das Hydroxidion. Bei der Addition greift das Hydroxidion das Kohlenstoffatom der Ketogruppe an. Dort hat man es mit Elektronenmangel zu tun. Im Ergebnis entsteht ein negativ geladenes Ion.
Radikal. Bei der Spaltung der Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindung müssen nicht unbedingt Ionen entstehen, es ist auch möglich, dass neutrale Teilchen mit ungepaarten Elektronen gebildet werden. Radikale sind reaktionsfähige Teilchen mit ungepaarten Elektronen.
Wunderelement Kohlenstoff. Wir haben bereits im letzten Video gezeigt, dass das Kohlenstoffatom zur Bildung unterschiedlicher Strukturen geneigt ist. Es bilden sich Ketten, es bilden sich Verzweigungen, Ringe entstehen und auch räumliche Strukturen sind vorhanden. Warum verwendet die Natur kein Silicium, um solche Strukturen herauszubilden, denn Silicium kommt mit 26 % gegenüber dem 0,1 % des Kohlenstoffs in der Natur vor. Eine Ursache besteht darin, dass die Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindung bedeutend stabiler ist als die Silicium-Silicum-Bindung. Auch ist die Kohlenstoff-Wasserstoff-Bindung gegenüber der Silicium-Wasserstoff-Bindung bedeutend stabiler. Daraus ergibt sich, dass zum Beispiel Methan bedeutend stabiler ist, als das entsprechende Silan. Kohlenwasserstoffe sind stabiler als die entsprechenden Siliciumverbindungen. Das ist der Grund dafür, warum das Element Kohlenstoff das Element der Natur ist.
Ich danke für die Aufmerksamkeit. Alles Gute, auf Wiedersehen.
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Guten Tag,
was bedeutet Polarisierbarkeit ?
Guten Abend,
pi - Elektronen sind delokalisiert, nicht sigma - Elektronen. Letztere sind es auch, aber in viel geringerem Grade.
Die Bindigkeit ist nach HMO - Theorie (kann man zeigen) 5/3 ist rund 1,67. Nach Dewar wird (schlechter) 1,5 angegeben. Das ist das arithm. Mittel aus 2 und 1.
Kästchen dazu habe ich noch nicht gemalt. Ist das nötig.
Ich bin z. Zt. sehr angespannt und kann keine Modelle prüfen.
Vielleicht späterer mit konkreterer Fragestellung.
Alles Gute
Hallo können Sie mir weiter helfen. Hätte eine Frage zu dem Bindungsverhältnis im Aromaten Benzol. Kästchenschema Kohlenstoff, Grundzustand im sp2 , hybridisierten Zustand und Entstehung pi und Sigma Bindung, delokalisiertes Sigma Elektronensystem.