Zusammenfassung koordinative Bindungen; TB1, Chemie für Mediziner

polare kovalente und nicht-kovalente Bindungen

Ausgangsfrage: Wann bilden sich kovalente und wann ionische Bindungen aus?


 Elektronegativität
= Fähigkeit eines Atom Bindungselektronen an sich zu ziehen
o Skala von 0-4 (beliebig gewählt)
 Minimum: Cs (EN=0,7)
 Maximum: F (EN=4,0)

o Struktur
 mit steigender Periode nimmt EN ab (zunehmende Elektronenzahl, durch
größeren Atomradius)
 mit steigender Gruppenzahl nimmt EN zu (steigende Kernladungszahl)

o EN-Differenz
 Aufschluss über Bindungsart
 Faustregel (fließende Unterschiede!)
 0-0,5 = unpolare kovalente Bindung
beide Bindungspartner teilen sich Elektronen und ziehen
gleich stark an diesen
 0,5-1,7 = polare kovalente Bindung
ein Bindungspartner zieht Bindungselektronen stärker zu
sich
 1,7 – 3,3 = ionische Bindung
ein Bindungspartner ist viel stärker, sodass er Elektronen
vom anderen Bindungspartner übernimmt)


 polare kovalente Bindungen
o EN-Diff. 0,5-1,7
o elektronegativerer Bindungspartner zieht Elektronen stärker zu sich hin
o Molekül wird polarisiert, da die Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen
auf der Seite des elektronegativeren Bindungspartners wahrscheinlicher ist
 Auftreten von Partialladungen
 Entstehung von Ladungsdipol




 nicht-kovalente Bindungen
= intermolekular (zwischen Molekülen)

o Dipol-Dipol-Wechselwirkungen
= intermolekulare Anziehungskraft zwischen Dipolmolekülen
 Wasserstoffbrückenbindungen
= Dipol-Dipol-WW ausgehend von partial positiv geladenem Wasserstoff,
das an ein elektronegativeres Atom gebunden ist