Die Theorie der chemischen Bindung nimmt in der modernen Chemie einen sehr wichtigen Platz ein. Es erklärt, warum sich Atome zu chemischen Partikeln verbinden und ermöglicht den Vergleich der Stabilität dieser Partikel. Mithilfe der Theorie der chemischen Bindung ist es möglich, die Zusammensetzung und Struktur verschiedener Verbindungen vorherzusagen. Das Konzept, einige chemische Bindungen aufzubrechen und andere zu bilden, liegt modernen Vorstellungen über die Umwandlung von Stoffen bei chemischen Reaktionen zugrunde.

Eine chemische Bindung ist die Wechselwirkung von Atomen, die die Stabilität eines chemischen Partikels oder Kristalls als Ganzes bestimmt. Durch elektrostatische Wechselwirkung zwischen geladenen Teilchen entsteht eine chemische Bindung: Kationen und Anionen, Kerne und Elektronen. Wenn Atome zusammenkommen, beginnen anziehende Kräfte zwischen dem Kern eines Atoms und den Elektronen eines anderen sowie abstoßende Kräfte zwischen Kernen und zwischen Elektronen zu wirken. In einiger Entfernung gleichen sich diese Kräfte aus und es entsteht ein stabiles chemisches Teilchen.

Bei der Bildung einer chemischen Bindung kann es zu einer deutlichen Umverteilung der Elektronendichte der Atome in der Verbindung im Vergleich zu freien Atomen kommen. Dies führt im Extremfall zur Bildung geladener Teilchen – Ionen (von griech. „ion“ – gehen).

Ioneninteraktion

Wenn ein Atom ein oder mehrere Elektronen verliert, verwandelt es sich in ein positives Ion – ein Kation (übersetzt aus dem Griechischen – „absteigend“). So entstehen die Kationen Wasserstoff H +, Lithium Li +, Barium Ba 2+ . Durch die Aufnahme von Elektronen verwandeln sich Atome in negative Ionen – Anionen (vom griechischen „Anion“ – Beispiele für Anionen sind Fluoridion F −, Sulfidion S 2−).

Kationen und Anionen können sich gegenseitig anziehen. Dabei kommt es zu einer chemischen Bindung und es entstehen chemische Verbindungen. Diese Art der chemischen Bindung wird als Ionenbindung bezeichnet:

Ionenverbindung ist eine chemische Bindung, die durch elektrostatische Anziehung zwischen Kationen und Anionen entsteht.

Der Mechanismus der Ionenbindungsbildung kann am Beispiel der Reaktion zwischen Natrium und Chlor betrachtet werden. Ein Alkalimetallatom verliert leicht ein Elektron, während ein Halogenatom eines hinzugewinnt. Dadurch entstehen ein Natriumkation und ein Chloridion. Sie bilden aufgrund der elektrostatischen Anziehung zwischen ihnen eine Verbindung.

Die Wechselwirkung zwischen Kationen und Anionen ist richtungsunabhängig, daher spricht man von einer ungerichteten Ionenbindung. Jedes Kation kann beliebig viele Anionen anziehen und umgekehrt. Aus diesem Grund ist die Ionenbindung ungesättigt. Die Anzahl der Wechselwirkungen zwischen Ionen im Festkörper wird nur durch die Größe des Kristalls begrenzt. Daher sollte der gesamte Kristall als „Molekül“ einer ionischen Verbindung betrachtet werden.

Damit eine Ionenbindung zustande kommt, ist die Summe der Ionisierungsenergiewerte erforderlich E ich(zur Kationenbildung) und Elektronenaffinität A e(zur Anionenbildung) muss energetisch günstig sein. Dies begrenzt die Bildung ionischer Bindungen durch Atome aktiver Metalle (Elemente der Gruppen IA und IIA, einige Elemente der Gruppe IIIA und einige Übergangselemente) und aktive Nichtmetalle (Halogene, Chalkogene, Stickstoff).

Eine ideale Ionenbindung gibt es praktisch nicht. Selbst in Verbindungen, die normalerweise als ionisch eingestuft werden, findet keine vollständige Übertragung von Elektronen von einem Atom auf ein anderes statt; Elektronen bleiben teilweise weiterhin im allgemeinen Gebrauch. Somit ist die Bindung in Lithiumfluorid zu 80 % ionisch und zu 20 % kovalent. Daher ist es richtiger, darüber zu sprechen Grad der Ionizität(Polarität) einer kovalenten chemischen Bindung. Es wird angenommen, dass bei einem Unterschied in der Elektronegativität der Elemente von 2,1 die Bindung zu 50 % ionisch ist. Ist der Unterschied größer, kann die Verbindung als ionisch betrachtet werden.

Das Ionenmodell der chemischen Bindung wird häufig zur Beschreibung der Eigenschaften vieler Substanzen verwendet, vor allem von Verbindungen von Alkali- und Erdalkalimetallen mit Nichtmetallen. Dies liegt an der Einfachheit der Beschreibung solcher Verbindungen: Es wird angenommen, dass sie aus inkompressiblen geladenen Kugeln aufgebaut sind, die Kationen und Anionen entsprechen. In diesem Fall neigen die Ionen dazu, sich so anzuordnen, dass die Anziehungskräfte zwischen ihnen maximal und die Abstoßungskräfte minimal sind.

Ionenradien

Ein einfaches elektrostatisches Modell der Ionenbindung verwendet das Konzept der Ionenradien. Die Summe der Radien benachbarter Kationen und Anionen muss gleich dem entsprechenden Kernabstand sein:

R 0 = R + + R −

Es bleibt jedoch unklar, wo die Grenze zwischen dem Kation und dem Anion gezogen werden sollte. Heute weiß man, dass es keine rein ionische Bindung gibt, da es immer zu einer gewissen Überlappung von Elektronenwolken kommt. Zur Berechnung der Ionenradien werden Forschungsmethoden eingesetzt, mit denen sich die Elektronendichte zwischen zwei Atomen bestimmen lässt. Der Kernabstand wird an der Stelle geteilt, an der die Elektronendichte minimal ist.

Die Größe eines Ions hängt von vielen Faktoren ab. Bei konstanter Ladung des Ions nimmt der Ionenradius ab, wenn die Ordnungszahl (und damit die Ladung des Kerns) zunimmt. Dies macht sich besonders in der Lanthanoidenreihe bemerkbar, wo sich die Ionenradien bei einer Koordinationszahl von 6 monoton von 117 pm für (La 3+) auf 100 pm (Lu 3+) ändern. Dieser Effekt wird aufgerufen Lanthanoidkompression.

In Elementgruppen nehmen die Ionenradien im Allgemeinen mit zunehmender Ordnungszahl zu. Allerdings für D-Elemente der vierten und fünften Periode können aufgrund der Lanthanoidkompression sogar zu einer Verringerung des Ionenradius führen (z. B. von 73 Uhr für Zr 4+ auf 72 Uhr für Hf 4+ mit einer Koordinationszahl von 4).

Während des Zeitraums kommt es zu einer merklichen Abnahme des Ionenradius, verbunden mit einer Zunahme der Anziehung von Elektronen zum Kern bei gleichzeitiger Zunahme der Ladung des Kerns und der Ladung des Ions selbst: 116 Uhr für Na +, 86 Uhr für Mg 2+, 68 Uhr für Al 3+ (Koordinationszahl 6). Aus dem gleichen Grund führt eine Erhöhung der Ladung des Ions zu einer Verringerung des Ionenradius für ein Element: Fe 2+ 77 Uhr, Fe 3+ 63 Uhr, Fe 6+ 39 Uhr (Koordinationszahl 4).

Vergleiche der Ionenradien können nur durchgeführt werden, wenn die Koordinationszahl gleich ist, da sie aufgrund der Abstoßungskräfte zwischen den Gegenionen die Größe des Ions beeinflusst. Dies ist am Beispiel des Ag + -Ions deutlich zu erkennen; Sein Ionenradius beträgt 81, 114 und 129 Uhr für die Koordinationszahlen 2, 4 und 6.

Die Struktur einer idealen ionischen Verbindung, die durch die maximale Anziehung zwischen ungleichen Ionen und die minimale Abstoßung gleichartiger Ionen bestimmt wird, wird weitgehend durch das Verhältnis der Ionenradien von Kationen und Anionen bestimmt. Dies lässt sich anhand einfacher geometrischer Konstruktionen zeigen.

Attitüde R + : R −	Koordinationszahl des Kations	Umfeld	Beispiel
0,225−0,414	4	Tetraeder	ZnS
0,414−0,732	6	Oktaedrisch	NaCl
0,732−1,000	8	Kubisch	CsCl
>1,000	12	Dodekaedrisch	Kommt nicht in Ionenkristallen vor

Ionenbindungsenergie

Die Bindungsenergie einer ionischen Verbindung ist die Energie, die bei ihrer Bildung aus unendlich weit voneinander entfernten gasförmigen Gegenionen freigesetzt wird. Die alleinige Berücksichtigung elektrostatischer Kräfte entspricht etwa 90 % der gesamten Wechselwirkungsenergie, die auch den Beitrag nichtelektrostatischer Kräfte (z. B. Abstoßung von Elektronenhüllen) einschließt.

Wenn eine Ionenbindung zwischen zwei freien Ionen auftritt, wird die Energie ihrer Anziehung bestimmt Coulomb-Gesetz:

E(adv.) = Q + Q− / (4π R ε),

Wo Q+ und Q− - Ladungen wechselwirkender Ionen, R ist der Abstand zwischen ihnen, ε ist die Dielektrizitätskonstante des Mediums.

Da eine der Ladungen negativ ist, ist auch der Energiewert negativ.

Nach dem Coulombschen Gesetz muss die Anziehungsenergie bei unendlich kleinen Abständen unendlich groß werden. Dies geschieht jedoch nicht, da Ionen keine Punktladungen sind. Wenn sich Ionen einander nähern, entstehen aufgrund der Wechselwirkung von Elektronenwolken abstoßende Kräfte zwischen ihnen. Die Abstoßungsenergie von Ionen wird durch die Born-Gleichung beschrieben:

E(ott.) = IN / r n,

Wo IN- etwas konstant, N kann Werte von 5 bis 12 annehmen (abhängig von der Größe der Ionen). Die Gesamtenergie wird durch die Summe der Anziehungs- und Abstoßungsenergien bestimmt:

E = E(Adv.) + E(ot.)

Sein Wert durchläuft ein Minimum. Die Koordinaten des Minimalpunktes entsprechen dem Gleichgewichtsabstand R 0 und Gleichgewichtsenergie der Wechselwirkung zwischen Ionen E 0:

E 0 = Q + Q − (1 - 1 / N) / (4π R 0 ε)

In einem Kristallgitter gibt es immer mehr Wechselwirkungen als zwischen einem Ionenpaar. Diese Zahl wird hauptsächlich durch die Art des Kristallgitters bestimmt. Um alle Wechselwirkungen (Abschwächung mit zunehmender Entfernung) zu berücksichtigen, wird die sogenannte Madelung-Konstante in den Ausdruck für die Energie des Ionenkristallgitters eingeführt A:

E(adv.) = A Q + Q− / (4π R ε)

Der Wert der Madelung-Konstante wird nur durch die Geometrie des Gitters bestimmt und hängt nicht vom Radius und der Ladung der Ionen ab. Für Natriumchlorid beträgt er beispielsweise 1,74756.

Aufgabe Nr. 1

Wählen Sie aus der bereitgestellten Liste zwei Verbindungen aus, die eine ionische chemische Bindung enthalten.

• 1. Ca(ClO 2) 2
• 2. HClO 3
• 3.NH4Cl
• 4. HClO 4
• 5.Cl2O7

Antwort: 13

In den allermeisten Fällen kann das Vorhandensein einer ionischen Bindung in einer Verbindung dadurch festgestellt werden, dass ihre Struktureinheiten gleichzeitig Atome eines typischen Metalls und Atome eines Nichtmetalls umfassen.

Basierend auf diesem Merkmal stellen wir fest, dass in Verbindung Nr. 1 – Ca(ClO 2) 2 – eine Ionenbindung vorliegt, weil In seiner Formel sieht man Atome des typischen Metalls Kalzium und Atome von Nichtmetallen – Sauerstoff und Chlor.

Allerdings gibt es in dieser Liste keine Verbindungen mehr, die sowohl Metall- als auch Nichtmetallatome enthalten.

Zu den in der Aufgabe genannten Verbindungen gehört Ammoniumchlorid, bei dem die ionische Bindung zwischen dem Ammoniumkation NH 4 + und dem Chloridion Cl − realisiert wird.

Aufgabe Nr. 2

Wählen Sie aus der bereitgestellten Liste zwei Verbindungen aus, bei denen die Art der chemischen Bindung mit der des Fluormoleküls übereinstimmt.

1) Sauerstoff

2) Stickoxid (II)

3) Bromwasserstoff

4) Natriumiodid

Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.

Antwort: 15

Das Fluormolekül (F2) besteht aus zwei Atomen eines nichtmetallischen chemischen Elements, daher ist die chemische Bindung in diesem Molekül kovalent und unpolar.

Eine kovalente unpolare Bindung kann nur zwischen Atomen desselben nichtmetallischen chemischen Elements realisiert werden.

Von den vorgeschlagenen Optionen weisen nur Sauerstoff und Diamant eine kovalente unpolare Bindung auf. Das Sauerstoffmolekül ist zweiatomig und besteht aus Atomen eines nichtmetallischen chemischen Elements. Diamant hat eine atomare Struktur und in seiner Struktur ist jedes Kohlenstoffatom, das kein Metall ist, an 4 andere Kohlenstoffatome gebunden.

Stickstoffmonoxid (II) ist eine Substanz, die aus Molekülen besteht, die aus Atomen zweier verschiedener Nichtmetalle bestehen. Da die Elektronegativität verschiedener Atome immer unterschiedlich ist, ist das gemeinsame Elektronenpaar in einem Molekül auf das elektronegativere Element, in diesem Fall Sauerstoff, ausgerichtet. Somit ist die Bindung im NO-Molekül polar kovalent.

Bromwasserstoff besteht ebenfalls aus zweiatomigen Molekülen, die aus Wasserstoff- und Bromatomen bestehen. Das gemeinsame Elektronenpaar, das die H-Br-Bindung bildet, wird in Richtung des elektronegativeren Bromatoms verschoben. Die chemische Bindung im HBr-Molekül ist ebenfalls polar kovalent.

Natriumiodid ist eine Substanz mit ionischer Struktur, die aus einem Metallkation und einem Iodidanion besteht. Die Bindung im NaI-Molekül entsteht durch die Übertragung eines Elektrons von 3 S-Orbitale des Natriumatoms (das Natriumatom wird in ein Kation umgewandelt) bis unterfüllt 5 P-Orbital des Jodatoms (das Jodatom verwandelt sich in ein Anion). Diese chemische Bindung wird ionisch genannt.

Aufgabe Nr. 3

Wählen Sie aus der bereitgestellten Liste zwei Stoffe aus, deren Moleküle Wasserstoffbrückenbindungen bilden.

• 1. C 2 H 6
• 2. C 2 H 5 OH
• 3.H2O
• 4. CH 3 OCH 3
• 5. CH 3 COCH 3

Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.

Antwort: 23

Erläuterung:

Wasserstoffbrückenbindungen treten in Substanzen mit einer Molekülstruktur auf, die kovalente Bindungen H-O, H-N, H-F enthalten. Diese. kovalente Bindungen eines Wasserstoffatoms mit Atomen dreier chemischer Elemente mit der höchsten Elektronegativität.

Somit gibt es offensichtlich Wasserstoffbrückenbindungen zwischen Molekülen:

2) Alkohole

3) Phenole

4) Carbonsäuren

5) Ammoniak

6) primäre und sekundäre Amine

7) Flusssäure

Aufgabe Nr. 4

Wählen Sie aus der bereitgestellten Liste zwei Verbindungen mit ionischen chemischen Bindungen aus.

• 1.PCl 3
• 2.CO2
• 3. NaCl
• 4.H2S
• 5. MgO

Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.

Antwort: 35

Erläuterung:

In den allermeisten Fällen lässt sich aus der Tatsache, dass die Struktureinheiten des Stoffes gleichzeitig Atome eines typischen Metalls und Atome eines Nichtmetalls umfassen, auf das Vorliegen einer ionischen Bindungsart in einer Verbindung schließen.

Basierend auf diesem Merkmal stellen wir fest, dass in den Verbindungen mit den Nummern 3 (NaCl) und 5 (MgO) eine Ionenbindung vorliegt.

Notiz*

Zusätzlich zu dem oben genannten Merkmal kann das Vorhandensein einer ionischen Bindung in einer Verbindung gesagt werden, wenn ihre Struktureinheit ein Ammoniumkation (NH 4 +) oder seine organischen Analoga enthält – Alkylammoniumkationen RNH 3 +, Dialkylammonium R 2 NH 2 +, Trialkylammoniumkationen R 3 NH + oder Tetraalkylammonium R 4 N +, wobei R ein Kohlenwasserstoffrest ist. Der ionische Bindungstyp tritt beispielsweise in der Verbindung (CH 3) 4 NCl zwischen dem Kation (CH 3) 4 + und dem Chloridion Cl − auf.

Aufgabe Nr. 5

Wählen Sie aus der bereitgestellten Liste zwei Stoffe mit demselben Strukturtyp aus.

4) Speisesalz

Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.

Antwort: 23

Aufgabe Nr. 8

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste zwei Stoffe mit nichtmolekularer Struktur aus.

2) Sauerstoff

3) weißer Phosphor

5) Silizium

Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.

Antwort: 45

Aufgabe Nr. 11

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste zwei Stoffe aus, deren Moleküle eine Doppelbindung zwischen Kohlenstoff- und Sauerstoffatomen enthalten.

3) Formaldehyd

4) Essigsäure

5) Glycerin

Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.

Antwort: 34

Aufgabe Nr. 14

Wählen Sie aus der bereitgestellten Liste zwei Stoffe mit Ionenbindungen aus.

1) Sauerstoff

3) Kohlenmonoxid (IV)

4) Natriumchlorid

5) Calciumoxid

Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.

Antwort: 45

Aufgabe Nr. 15

Wählen Sie aus der bereitgestellten Liste zwei Substanzen mit demselben Kristallgittertyp wie ein Diamant aus.

1) Siliziumdioxid SiO 2

2) Natriumoxid Na 2 O

3) Kohlenmonoxid CO

4) weißer Phosphor P 4

5) Silizium Si

Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.

Antwort: 15

Aufgabe Nr. 20

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste zwei Stoffe aus, deren Moleküle eine Dreifachbindung haben.

• 1. HCOOH
• 2.HCOH
• 3. C 2 H 4
• 4. N 2
• 5. C 2 H 2

Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Verbindungen im Antwortfeld.

Antwort: 45

Erläuterung:

Um die richtige Antwort zu finden, zeichnen wir die Strukturformeln der Verbindungen aus der dargestellten Liste:

Wir sehen also, dass es in Stickstoff- und Acetylenmolekülen eine Dreifachbindung gibt. Diese. richtige Antworten 45

Aufgabe Nr. 21

Wählen Sie aus der bereitgestellten Liste zwei Substanzen aus, deren Moleküle eine kovalente unpolare Bindung enthalten.

Alle chemischen Verbindungen entstehen durch die Bildung einer chemischen Bindung. Und je nach Art der Verbindungspartikel werden mehrere Typen unterschieden. Das einfachste– diese sind kovalent polar, kovalent unpolar, metallisch und ionisch. Heute werden wir über ionisch sprechen.

In Kontakt mit

Was sind Ionen?

Es entsteht zwischen zwei Atomen – in der Regel, sofern der Elektronegativitätsunterschied zwischen ihnen sehr groß ist. Die Elektronegativität von Atomen und Ionen wird anhand der Paulling-Skala beurteilt.

Um die Eigenschaften von Verbindungen richtig zu berücksichtigen, wurde daher das Konzept der Ionizität eingeführt. Mit dieser Eigenschaft können Sie bestimmen, wie viel Prozent einer bestimmten Bindung ionisch sind.

Die Verbindung mit der höchsten Ionizität ist Cäsiumfluorid, in der es etwa 97 % ausmacht. Charakteristisch ist die Ionenbindung für Stoffe, die aus Metallatomen der ersten und zweiten Gruppe der D.I.-Tabelle bestehen. Mendeleev und Atome von Nichtmetallen in der sechsten und siebten Gruppe derselben Tabelle.

Beachten Sie! Es ist erwähnenswert, dass es keine Verbindung gibt, bei der die Beziehung ausschließlich ionisch ist. Bei derzeit entdeckten Elementen ist es nicht möglich, einen so großen Unterschied in der Elektronegativität zu erreichen, um eine 100 % ionische Verbindung zu erhalten. Daher ist die Definition einer Ionenbindung nicht ganz korrekt, da in Wirklichkeit Verbindungen mit teilweiser ionischer Wechselwirkung betrachtet werden.

Warum wurde dieser Begriff eingeführt, wenn es ein solches Phänomen eigentlich nicht gibt? Tatsache ist, dass dieser Ansatz dazu beigetragen hat, viele Nuancen in den Eigenschaften von Salzen, Oxiden und anderen Substanzen zu erklären. Warum sind sie beispielsweise in Wasser gut löslich und warum sind sie es? Lösungen sind in der Lage, elektrischen Strom zu leiten. Aus einer anderen Perspektive lässt sich das nicht erklären.

Bildungsmechanismus

Die Bildung einer Ionenbindung ist nur möglich, wenn zwei Bedingungen erfüllt sind: Wenn das an der Reaktion beteiligte Metallatom in der Lage ist, im letzten Energieniveau befindliche Elektronen leicht abzugeben, und wenn das Nichtmetallatom in der Lage ist, diese Elektronen aufzunehmen. Metallatome sind von Natur aus Reduktionsmittel, das heißt, sie sind dazu in der Lage Elektronenspende.

Dies liegt daran, dass das letzte Energieniveau in einem Metall ein bis drei Elektronen enthalten kann und der Radius des Teilchens selbst ziemlich groß ist. Daher ist die Wechselwirkungskraft zwischen Kern und Elektronen auf der letzten Ebene so gering, dass sie diese leicht verlassen können. Bei Nichtmetallen ist die Situation völlig anders. Sie haben kleiner Radius und die Anzahl der eigenen Elektronen auf der letzten Ebene kann zwischen drei und sieben liegen.

Und die Wechselwirkung zwischen ihnen und dem positiven Kern ist ziemlich stark, aber jedes Atom strebt danach, das Energieniveau zu vervollständigen, also streben nichtmetallische Atome danach, die fehlenden Elektronen zu erhalten.

Und wenn zwei Atome – ein Metall und ein Nichtmetall – aufeinandertreffen, übertragen sich Elektronen vom Metallatom auf das Nichtmetallatom und es kommt zu einer chemischen Wechselwirkung.

Schaltplan

Die Abbildung zeigt deutlich, wie genau die Bildung einer Ionenbindung abläuft. Zunächst gibt es neutral geladene Natrium- und Chloratome.

Der erste hat ein Elektron auf dem letzten Energieniveau, der zweite sieben. Als nächstes erfolgt die Übertragung eines Elektrons von Natrium auf Chlor und die Bildung von zwei Ionen. Die sich miteinander zu einer Substanz verbinden. Was ist ein Ion? Ein Ion ist ein geladenes Teilchen, in dem Die Anzahl der Protonen ist nicht gleich der Anzahl der Elektronen.

Unterschiede zum kovalenten Typ

Aufgrund ihrer Spezifität weist eine Ionenbindung keine Richtungsabhängigkeit auf. Dies ist auf die Tatsache zurückzuführen, dass das elektrische Feld des Ions eine Kugel ist und nach dem gleichen Gesetz gleichmäßig in eine Richtung abnimmt oder zunimmt.

Im Gegensatz zu kovalent, das durch die Überlappung von Elektronenwolken entsteht.

Der zweite Unterschied besteht darin Die kovalente Bindung ist gesättigt. Was bedeutet das? Die Anzahl der elektronischen Clouds, die an der Interaktion teilnehmen können, ist begrenzt.

Und im ionischen Bereich kann es sich aufgrund der Tatsache, dass das elektrische Feld eine Kugelform hat, mit einer unbegrenzten Anzahl von Ionen verbinden. Das heißt, wir können sagen, dass es nicht gesättigt ist.

Es kann auch durch mehrere andere Eigenschaften charakterisiert werden:

1. Die Bindungsenergie ist ein quantitatives Merkmal und hängt von der Energiemenge ab, die aufgewendet werden muss, um sie aufzubrechen. Es kommt auf zwei Kriterien an: Bindungslänge und Ionenladung an seiner Ausbildung beteiligt. Je stärker die Bindung, desto kürzer ist ihre Länge und desto größer sind die Ladungen der Ionen, die sie bilden.
2. Länge – dieses Kriterium wurde bereits im vorherigen Absatz erwähnt. Sie hängt allein vom Radius der an der Verbindungsbildung beteiligten Partikel ab. Der Radius von Atomen ändert sich wie folgt: Er nimmt im Laufe der Periode mit zunehmender Ordnungszahl ab und nimmt in der Gruppe zu.

Stoffe mit ionischen Bindungen

Es ist charakteristisch für eine beträchtliche Anzahl chemischer Verbindungen. Dies ist ein großer Teil aller Salze, darunter auch das bekannte Speisesalz. Es tritt in allen Verbindungen auf, bei denen eine direkte Verbindung besteht Kontakt zwischen Metall und Nichtmetall. Hier einige Beispiele für Stoffe mit Ionenbindungen:

• Natrium- und Kaliumchloride,
• Cäsiumfluorid,
• Magnesiumoxid.

Es kann sich auch in komplexen Verbindungen manifestieren.

Zum Beispiel Magnesiumsulfat.

Hier ist die Formel einer Substanz mit ionischen und kovalenten Bindungen:

Zwischen Sauerstoff- und Magnesiumionen bildet sich eine Ionenbindung, Schwefel ist jedoch über eine polare kovalente Bindung miteinander verbunden.

Daraus können wir schließen, dass Ionenbindungen charakteristisch für komplexe chemische Verbindungen sind.

Was ist eine Ionenbindung in der Chemie?

Arten chemischer Bindungen – ionisch, kovalent, metallisch

Abschluss

Eigenschaften hängen direkt vom Gerät ab Kristallgitter. Daher sind alle Verbindungen mit ionischen Bindungen in Wasser und anderen polaren Lösungsmitteln gut löslich, leitend und sind Dielektrika. Gleichzeitig sind sie recht feuerfest und zerbrechlich. Die Eigenschaften dieser Stoffe werden häufig bei der Konstruktion elektrischer Geräte genutzt.

Wird zwischen Atomen mit einem großen Elektronegativitätsunterschied (>1,5 auf der Pauling-Skala) gebildet, wobei das gemeinsame Elektronenpaar bevorzugt zum Atom mit höherer Elektronegativität gelangt. Dies ist die Anziehung von Ionen als entgegengesetzt geladene Körper. Ein Beispiel ist die Verbindung CsF, bei der der „Ionizitätsgrad“ 97 % beträgt. Die Ionenbindung ist ein Extremfall der kovalenten polaren Bindungspolarisation. Gebildet zwischen einem typischen Metall und einem Nichtmetall. Dabei werden die Elektronen vom Metall vollständig auf das Nichtmetall übertragen und es entstehen Ionen.

$\backslash mathsf\; A\backslash cdot\; +\; \backslash cdot\; \backslash mathsf\; B\; \backslash to\; \backslash mathsf\; A^+\; [:\; \backslash mathsf\; B^-]$

Zwischen den entstehenden Ionen entsteht eine elektrostatische Anziehung, die als Ionenbindung bezeichnet wird. Oder besser gesagt, dieser Look ist praktisch. Tatsächlich wird die ionische Bindung zwischen Atomen in ihrer reinen Form nirgendwo oder fast nirgendwo realisiert; tatsächlich ist die Bindung teilweise ionischer und teilweise kovalenter Natur. Gleichzeitig kann die Bindung komplexer Molekülionen oft als rein ionisch betrachtet werden. Die wichtigsten Unterschiede zwischen Ionenbindungen und anderen Arten chemischer Bindungen sind Richtungslosigkeit und Nichtsättigung. Aus diesem Grund neigen Kristalle, die durch Ionenbindungen entstehen, zu verschiedenen dichten Packungen der entsprechenden Ionen.

Eigenschaften Solche Verbindungen sind in polaren Lösungsmitteln (Wasser, Säuren usw.) gut löslich. Dies geschieht aufgrund der geladenen Teile des Moleküls. In diesem Fall werden die Lösungsmitteldipole von den geladenen Enden des Moleküls angezogen und „reißen“ aufgrund der Brownschen Bewegung das Molekül der Substanz in Stücke und umgeben sie, sodass sie sich nicht wieder verbinden können. Das Ergebnis sind Ionen, die von Lösungsmitteldipolen umgeben sind.

Beim Auflösen solcher Verbindungen wird üblicherweise Energie freigesetzt, da die Gesamtenergie der gebildeten Lösungsmittel-Ionen-Bindungen größer ist als die Energie der Anion-Kation-Bindung. Ausnahmen bilden viele Salze der Salpetersäure (Nitrate), die beim Auflösen Wärme absorbieren (Lösungen kühlen ab). Letzterer Sachverhalt wird anhand von Gesetzen erklärt, die in der physikalischen Chemie berücksichtigt werden.

Beispiel für die Bildung einer Ionenbindung

Betrachten wir die Entstehungsmethode am Beispiel von Natriumchlorid NaCl. Die elektronische Konfiguration von Natrium- und Chloratomen kann wie folgt dargestellt werden: $\backslash mathsf(Na^(11)\; 1s^22s^22p^63s^1)$ Und $\backslash mathsf(Cl^(17)\; 1s^22s^22p^63s^23p^5)$. Dies sind Atome mit unvollständigen Energieniveaus. Um sie zu vervollständigen, ist es für ein Natriumatom offensichtlich einfacher, ein Elektron abzugeben, als sieben zu gewinnen, und für ein Chloratom ist es einfacher, ein Elektron zu gewinnen, als sieben abzugeben. Bei einer chemischen Wechselwirkung gibt das Natriumatom ein Elektron vollständig ab und das Chloratom nimmt es auf.

Schematisch lässt sich das so schreiben:

$\backslash mathsf(Na-e\; \backslash rightarrow\; Na^+)$- Natriumion, stabile Acht-Elektronen-Hülle ( $\backslash mathsf(Na^(+)\; 1s^22s^22p^6)$) aufgrund des zweiten Energieniveaus. $\backslash mathsf(Cl+e\; \backslash rightarrow\; Cl^-)$- Chlorion, stabile Acht-Elektronen-Hülle.

Zwischen Ionen $\backslash mathsf(Na^+)$ Und $\backslash mathsf(Cl^-)$ Es entstehen elektrostatische Anziehungskräfte, die zur Bildung einer Verbindung führen.

siehe auch

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Links

Chemische Bindung Strukturanzeige Elektronische Eigenschaften Stereochemie

Intramolekular Interaktion Intermolekular Interaktion

Auszug zur Charakterisierung der Ionenbindung

„Sie werden zum Tanzen gezwungen werden, so wie Sie unter Suworow getanzt haben (on vous fera danser [Sie werden zum Tanzen gezwungen werden]), sagte Dolokhov.
– Was ist das, was ich singe? [Was singt er da?] - sagte ein Franzose.
„De l"histoire ancienne, [Alte Geschichte]", sagte der andere und vermutete, dass es um frühere Kriege ging , wie andere …]
„Bonaparte…“, begann Dolochow, aber der Franzose unterbrach ihn.
- Kein Bonaparte. Es gibt einen Kaiser! Sacre nom... [Verdammt...] – schrie er wütend.
- Verdammt, dein Kaiser!
Und Dolochow fluchte auf Russisch, unhöflich wie ein Soldat, hob seine Waffe und ging davon.
„Lass uns gehen, Ivan Lukich“, sagte er zum Kompaniechef.
„So ist es auf Französisch“, sagten die Soldaten in der Kette. - Wie wäre es mit dir, Sidorov!
Sidorov zwinkerte und begann, sich an die Franzosen wendend, oft, oft unverständliche Worte zu plappern:
„Kari, Mala, Tafa, Safi, Muter, Caska“, plapperte er und versuchte, seiner Stimme einen ausdrucksstarken Ton zu verleihen.
- Geh! Geh! Geh! Ha ha, ha, ha! Wow! Wow! - Unter den Soldaten ertönte ein so gesundes und fröhliches Gelächter, das den Franzosen unwillkürlich durch die Kette mitteilte, dass es danach notwendig schien, die Waffen zu entladen, die Ladungen zu zünden und alle schnell nach Hause zu gehen.
Aber die Geschütze blieben geladen, die Schießscharten in den Häusern und Befestigungen blickten ebenso bedrohlich nach vorne, und wie zuvor blieben die Geschütze einander zugewandt, von den Protektoren entfernt, geblieben.

Nachdem Prinz Andrei die gesamte Truppenlinie von der rechten zur linken Flanke umrundet hatte, kletterte er zur Batterie, von der aus nach Angaben des Hauptquartieroffiziers das gesamte Feld sichtbar war. Hier stieg er von seinem Pferd und blieb bei der äußersten der vier Kanonen stehen, die von den Protze entfernt worden waren. Vor den Geschützen ging der Wachartillerist, der vor dem Offizier ausgestreckt lag, aber auf ein Zeichen hin seinen uniformen, langweiligen Gang fortsetzte. Hinter den Geschützen befanden sich Protze, und weiter hinten gab es einen Deichselpfosten und Artilleriefeuer. Links, nicht weit vom äußersten Geschütz entfernt, befand sich eine neue Korbhütte, aus der lebhafte Offiziersstimmen zu hören waren.
Tatsächlich hatte man von der Batterie aus einen Überblick über fast den gesamten Standort der russischen Truppen und den größten Teil des Feindes. Direkt gegenüber der Batterie, am Horizont des gegenüberliegenden Hügels, war das Dorf Shengraben zu sehen; Links und rechts konnte man im Rauch ihrer Feuer an drei Stellen Massen französischer Truppen erkennen, von denen sich die meisten offensichtlich im Dorf selbst und hinter dem Berg befanden. Links vom Dorf schien sich im Rauch etwas zu befinden, das einer Batterie ähnelte, aber mit bloßem Auge war es unmöglich, es genau zu erkennen. Unsere rechte Flanke befand sich auf einem ziemlich steilen Hügel, der die französische Stellung dominierte. Unsere Infanterie war dort positioniert und die Dragoner waren ganz am Rand zu sehen. In der Mitte, wo sich die Tushin-Batterie befand, von der aus Prinz Andrei die Position betrachtete, gab es den sanftesten und geradesten Ab- und Aufstieg zum Bach, der uns vom Shengraben trennte. Nach links grenzten unsere Truppen an den Wald, wo die Feuer unserer Infanterie, die Holz hackten, rauchten. Die französische Linie war breiter als unsere und es war klar, dass die Franzosen uns auf beiden Seiten leicht umgehen konnten. Hinter unserer Stellung befand sich eine steile und tiefe Schlucht, durch die sich Artillerie und Kavallerie nur schwer zurückziehen konnten. Prinz Andrei, der sich auf die Kanone stützte und seine Brieftasche herausholte, entwarf einen Plan für die Aufstellung der Truppen. An zwei Stellen machte er sich mit Bleistift Notizen, um sie Bagration mitzuteilen. Er beabsichtigte erstens, die gesamte Artillerie in der Mitte zu konzentrieren und zweitens die Kavallerie auf die andere Seite der Schlucht zurückzuverlegen. Prinz Andrei, der ständig beim Oberbefehlshaber war, die Bewegungen der Massen und allgemeine Befehle überwachte und sich ständig mit historischen Beschreibungen von Schlachten beschäftigte, dachte in dieser bevorstehenden Angelegenheit unwillkürlich nur allgemein über den zukünftigen Verlauf der Militäroperationen nach. Er stellte sich nur die folgenden schweren Unfälle vor: „Wenn der Feind einen Angriff auf der rechten Flanke startet“, sagte er sich, „müssen der Kiewer Grenadier und der Podolsker Jäger ihre Stellung halten, bis sich die Reserven des Zentrums ihnen nähern.“ In diesem Fall können die Dragoner die Flanke treffen und sie stürzen. Im Falle eines Angriffs auf das Zentrum platzieren wir eine zentrale Batterie auf diesem Hügel und ziehen unter ihrer Deckung die linke Flanke zusammen und ziehen uns in Staffeln in die Schlucht zurück“, überlegte er sich ...

Eigenschaften chemischer Bindungen

Die Lehre von der chemischen Bindung bildet die Grundlage aller theoretischen Chemie. Unter einer chemischen Bindung versteht man die Wechselwirkung von Atomen, die diese zu Molekülen, Ionen, Radikalen und Kristallen verbindet. Es gibt vier Arten chemischer Bindungen: ionisch, kovalent, metallisch und Wasserstoff. In denselben Stoffen können unterschiedliche Arten von Bindungen vorkommen.

1. In Basen: Zwischen den Sauerstoff- und Wasserstoffatomen in Hydroxogruppen ist die Bindung polar kovalent und zwischen dem Metall und der Hydroxogruppe ist sie ionisch.

2. In Salzen sauerstoffhaltiger Säuren: zwischen dem Nichtmetallatom und dem Sauerstoff des sauren Rests – kovalent polar und zwischen dem Metall und dem sauren Rest – ionisch.

3. In Ammonium-, Methylammonium- usw. Salzen gibt es zwischen den Stickstoff- und Wasserstoffatomen eine polare Kovalente und zwischen Ammonium- oder Methylammoniumionen und dem Säurerest - ionisch.

4. In Metallperoxiden (z. B. Na 2 O 2) ist die Bindung zwischen den Sauerstoffatomen kovalent, unpolar und zwischen dem Metall und Sauerstoff ionisch usw.

Der Grund für die Einheit aller Arten und Arten chemischer Bindungen ist ihre identische chemische Natur – die Elektron-Kern-Wechselwirkung. Die Bildung einer chemischen Bindung ist in jedem Fall das Ergebnis der Elektron-Kern-Wechselwirkung von Atomen, begleitet von der Freisetzung von Energie.

Methoden zur Bildung einer kovalenten Bindung

Kovalente chemische Bindung ist eine Bindung, die zwischen Atomen durch die Bildung gemeinsamer Elektronenpaare entsteht.

Kovalente Verbindungen sind normalerweise Gase, Flüssigkeiten oder relativ niedrig schmelzende Feststoffe. Eine der seltenen Ausnahmen ist Diamant, der oberhalb von 3.500 °C schmilzt. Dies wird durch die Struktur von Diamant erklärt, bei der es sich um ein kontinuierliches Gitter aus kovalent gebundenen Kohlenstoffatomen und nicht um eine Ansammlung einzelner Moleküle handelt. Tatsächlich ist jeder Diamantkristall, unabhängig von seiner Größe, ein riesiges Molekül.

Eine kovalente Bindung entsteht, wenn sich die Elektronen zweier Nichtmetallatome verbinden. Die resultierende Struktur wird als Molekül bezeichnet.

Der Mechanismus zur Bildung einer solchen Bindung kann ein Austausch oder ein Donor-Akzeptor sein.

In den meisten Fällen haben zwei kovalent gebundene Atome unterschiedliche Elektronegativitäten und die gemeinsamen Elektronen gehören nicht gleichermaßen zu den beiden Atomen. Meistens sind sie einem Atom näher als einem anderen. In einem Chlorwasserstoffmolekül beispielsweise befinden sich die Elektronen, die eine kovalente Bindung bilden, näher am Chloratom, da dessen Elektronegativität höher ist als die von Wasserstoff. Allerdings ist der Unterschied in der Fähigkeit, Elektronen anzuziehen, nicht groß genug, dass ein vollständiger Elektronentransfer vom Wasserstoffatom zum Chloratom stattfinden könnte. Daher kann die Bindung zwischen Wasserstoff- und Chloratomen als Kreuzung zwischen einer Ionenbindung (vollständiger Elektronentransfer) und einer unpolaren kovalenten Bindung (einer symmetrischen Anordnung eines Elektronenpaars zwischen zwei Atomen) betrachtet werden. Die Teilladung von Atomen wird mit dem griechischen Buchstaben δ bezeichnet. Eine solche Bindung wird als polare kovalente Bindung bezeichnet, und das Chlorwasserstoffmolekül soll polar sein, das heißt, es hat ein positiv geladenes Ende (Wasserstoffatom) und ein negativ geladenes Ende (Chloratom).

1. Der Austauschmechanismus funktioniert, wenn Atome gemeinsame Elektronenpaare bilden, indem sie ungepaarte Elektronen kombinieren.

1) H 2 – Wasserstoff.

Die Bindung entsteht durch die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares durch die s-Elektronen der Wasserstoffatome (überlappende s-Orbitale).

2) HCl – Chlorwasserstoff.

Die Bindung entsteht durch die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares aus s- und p-Elektronen (überlappende sp-Orbitale).

3) Cl 2: In einem Chlormolekül wird durch ungepaarte p-Elektronen (überlappende p-p-Orbitale) eine kovalente Bindung gebildet.

4) N2: Im Stickstoffmolekül werden zwischen den Atomen drei gemeinsame Elektronenpaare gebildet.

Donor-Akzeptor-Mechanismus der Bildung kovalenter Bindungen

Spender hat ein Elektronenpaar Akzeptor- freies Orbital, das dieses Paar besetzen kann. Im Ammoniumion sind alle vier Bindungen mit Wasserstoffatomen kovalent: Drei wurden durch die Bildung gemeinsamer Elektronenpaare durch das Stickstoffatom und die Wasserstoffatome nach dem Austauschmechanismus gebildet, eine durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus. Kovalente Bindungen werden nach der Art der Überlappung der Elektronenorbitale sowie nach ihrer Verschiebung in Richtung eines der gebundenen Atome klassifiziert. Chemische Bindungen, die durch überlappende Elektronenorbitale entlang einer Bindungslinie entstehen, werden genannt σ - Verbindungen(Sigma-Anleihen). Die Sigma-Bindung ist sehr stark.

Die p-Orbitale können sich in zwei Regionen überlappen und durch seitliche Überlappung eine kovalente Bindung bilden.

Chemische Bindungen, die durch die „laterale“ Überlappung von Elektronenorbitalen außerhalb der Bindungslinie, also in zwei Bereichen, entstehen, werden Pi-Bindungen genannt.

Je nach Grad der Verschiebung gemeinsamer Elektronenpaare zu einem der Atome, die sie verbinden, kann eine kovalente Bindung polar oder unpolar sein. Eine kovalente chemische Bindung zwischen Atomen mit gleicher Elektronegativität wird als unpolar bezeichnet. Elektronenpaare werden zu keinem der Atome verschoben, da Atome die gleiche Elektronegativität haben – die Eigenschaft, Valenzelektronen von anderen Atomen anzuziehen. Zum Beispiel,

Das heißt, Moleküle einfacher nichtmetallischer Substanzen werden durch eine kovalente unpolare Bindung gebildet. Eine kovalente chemische Bindung zwischen Atomen von Elementen mit unterschiedlicher Elektronegativität wird als polar bezeichnet.

NH 3 ist beispielsweise Ammoniak. Stickstoff ist ein elektronegativeres Element als Wasserstoff, daher werden die gemeinsamen Elektronenpaare in Richtung seines Atoms verschoben.

Eigenschaften einer kovalenten Bindung: Bindungslänge und -energie

Die charakteristischen Eigenschaften einer kovalenten Bindung sind ihre Länge und Energie. Die Bindungslänge ist der Abstand zwischen Atomkernen. Je kürzer die Länge einer chemischen Bindung ist, desto stärker ist sie. Ein Maß für die Bindungsstärke ist jedoch die Bindungsenergie, die durch die Energiemenge bestimmt wird, die zum Aufbrechen der Bindung erforderlich ist. Sie wird üblicherweise in kJ/mol gemessen. Experimentellen Daten zufolge betragen die Bindungslängen der H 2-, Cl 2- und N 2-Moleküle jeweils 0,074, 0,198 und 0,109 nm und die Bindungsenergien betragen 436, 242 und 946 kJ/mol.

Ionen. Ionenverbindung

Es gibt zwei Hauptmöglichkeiten für ein Atom, die Oktettregel zu befolgen. Die erste davon ist die Bildung von Ionenbindungen. (Die zweite ist die Bildung einer kovalenten Bindung, die weiter unten besprochen wird). Bei der Bildung einer Ionenbindung verliert ein Metallatom Elektronen und ein Nichtmetallatom gewinnt Elektronen hinzu.

Stellen wir uns vor, dass sich zwei Atome „treffen“: ein Atom eines Metalls der Gruppe I und ein Nichtmetallatom der Gruppe VII. Ein Metallatom hat ein einzelnes Elektron auf seinem äußeren Energieniveau, während einem Nichtmetallatom nur ein Elektron fehlt, damit sein äußeres Niveau vollständig ist. Das erste Atom gibt dem zweiten leicht sein Elektron ab, das weit vom Kern entfernt und schwach an ihn gebunden ist, und das zweite Atom stellt ihm einen freien Platz auf seiner äußeren elektronischen Ebene zur Verfügung. Dann wird das Atom, dem eine seiner negativen Ladungen entzogen ist, zu einem positiv geladenen Teilchen, und das zweite wird aufgrund des resultierenden Elektrons zu einem negativ geladenen Teilchen. Solche Teilchen nennt man Ionen.

Dabei handelt es sich um eine chemische Bindung, die zwischen Ionen auftritt. Zahlen, die die Anzahl der Atome oder Moleküle angeben, werden Koeffizienten genannt, und Zahlen, die die Anzahl der Atome oder Ionen in einem Molekül angeben, werden Indizes genannt.

Metallverbindung

Metalle haben spezifische Eigenschaften, die sich von den Eigenschaften anderer Stoffe unterscheiden. Zu diesen Eigenschaften zählen relativ hohe Schmelztemperaturen, die Fähigkeit, Licht zu reflektieren sowie eine hohe thermische und elektrische Leitfähigkeit. Diese Merkmale sind auf das Vorhandensein einer besonderen Bindungsart in Metallen zurückzuführen – einer metallischen Bindung.

Metallbindung ist eine Bindung zwischen positiven Ionen in Metallkristallen aufgrund der Anziehungskraft von Elektronen, die sich frei durch den Kristall bewegen. Die Atome der meisten Metalle enthalten auf der äußeren Ebene eine kleine Anzahl von Elektronen – 1, 2, 3. Diese Elektronen gehen leicht ab, und die Atome verwandeln sich in positive Ionen. Die abgetrennten Elektronen wandern von einem Ion zum anderen und verbinden sie zu einem Ganzen. Durch die Verbindung mit Ionen bilden diese Elektronen vorübergehend Atome, brechen dann wieder ab und verbinden sich mit einem anderen Ion usw. Ein Prozess läuft endlos ab, der schematisch wie folgt dargestellt werden kann:

Folglich werden im Volumen des Metalls Atome kontinuierlich in Ionen umgewandelt und umgekehrt. Die Bindung in Metallen zwischen Ionen durch gemeinsame Elektronen wird als metallisch bezeichnet. Die metallische Bindung weist einige Ähnlichkeiten mit der kovalenten Bindung auf, da sie auf der gemeinsamen Nutzung externer Elektronen beruht. Bei einer kovalenten Bindung werden jedoch nur die äußeren ungepaarten Elektronen zweier benachbarter Atome gemeinsam genutzt, während bei einer metallischen Bindung alle Atome an der gemeinsamen Nutzung dieser Elektronen beteiligt sind. Deshalb sind Kristalle mit kovalenter Bindung spröde, mit Metallbindung hingegen in der Regel duktil, elektrisch leitfähig und haben einen metallischen Glanz.

Metallische Bindungen sind sowohl für reine Metalle als auch für Mischungen verschiedener Metalle – Legierungen in festem und flüssigem Zustand – charakteristisch. Im Dampfzustand sind Metallatome jedoch durch eine kovalente Bindung miteinander verbunden (zum Beispiel füllt Natriumdampf gelbe Lichtlampen, um die Straßen großer Städte zu beleuchten). Metallpaare bestehen aus einzelnen Molekülen (einatomig und zweiatomig).

Eine Metallbindung unterscheidet sich auch in der Stärke von einer kovalenten Bindung: Ihre Energie ist 3-4 mal geringer als die Energie einer kovalenten Bindung.

Bindungsenergie ist die Energie, die erforderlich ist, um eine chemische Bindung in allen Molekülen aufzubrechen, aus denen ein Mol einer Substanz besteht. Die Energien kovalenter und ionischer Bindungen sind üblicherweise hoch und betragen Werte in der Größenordnung von 100–800 kJ/mol.

Wasserstoffverbindung

Chemische Bindung zwischen positiv polarisierte Wasserstoffatome eines Moleküls(oder Teile davon) und negativ polarisierte Atome stark elektronegativer Elemente Da ein anderes Molekül (oder Teile davon) über gemeinsame Elektronenpaare (F, O, N und seltener S und Cl) verfügt, wird es Wasserstoff genannt. Der Mechanismus der Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen ist teilweise elektrostatisch, teilweise d Ehren-Akzeptor-Charakter.

Beispiele für intermolekulare Wasserstoffbrücken:

Bei Vorliegen einer solchen Verbindung können auch niedermolekulare Stoffe unter normalen Bedingungen Flüssigkeiten (Alkohol, Wasser) oder leicht verflüssigbare Gase (Ammoniak, Fluorwasserstoff) sein. In Biopolymeren – Proteinen (Sekundärstruktur) – besteht eine intramolekulare Wasserstoffbrücke zwischen Carbonylsauerstoff und dem Wasserstoff der Aminogruppe:

Polynukleotidmoleküle – DNA (Desoxyribonukleinsäure) – sind Doppelhelices, in denen zwei Nukleotidketten durch Wasserstoffbrückenbindungen miteinander verbunden sind. In diesem Fall gilt das Komplementaritätsprinzip, d. h. diese Bindungen werden zwischen bestimmten Paaren bestehend aus Purin- und Pyrimidinbasen gebildet: Das Thymin (T) befindet sich gegenüber dem Adeninnukleotid (A) und das Cytosin (C) gegenüber das Guanin (G).

Stoffe mit Wasserstoffbrückenbindungen haben molekulare Kristallgitter.