In der Chemie sind Bindungen das, was Atome zusammenhält und dadurch erst die Ausbildung von immer größeren Molekülen ermöglicht. Bindungen werden im Zuge von Reaktionen gebrochen und neu ausgebildet, dieselben Atome werden neu miteinander verknüpft und bilden damit Moleküle, die sich chemisch und physikalisch auch anders verhalten.
Da Bindungen zu den Grundlagen der Chemie gehören, ist es wichtig zu verstehen, welche Bindungsarten es generell gibt. Dabei gibt es neben den starken Wechselwirkungen, den Primärbindungen, auch die schwachen Wechselwirkungen, die Sekundärbindungen.
Weitere Informationen über Primärbindungen findest du im entsprechenden Artikel auf StudySmarter!
Zu den Sekundärbindungen zählen die
- Wasserstoffbrückenbindung
- Van-der-Waals-Wechselwirkungen
- Dipol-Dipol-Wechselwirkungen
Die Sekundärbindungen – Grundlagen und Dipol-Dipol-Wechselwirkungen
Bei Sekundärbindungen liegen, im Gegensatz zu (zwei der drei) Primärbindungen, keine Elektronenpaarbindungen vor.
Die Sekundärbindungen werden durch elektrostatische Anziehung zusammengehalten.
Was alle drei Sekundärbindungen gemeinsam haben, ist das Konzept des Dipols.
Wenn du in einem Molekül die Elektronenpaarbindung zwischen zwei Atomen betrachtest, ziehen beide Atome an den Elektronen.
Darauf aufbauend gibt es generell zwei Fälle, wie diese Bindung charakterisiert werden kann:
- Die Atome ziehen in etwa gleich stark. Das bedeutet, dass sich die Elektronen praktisch mittig zwischen den beiden Atomen befinden und damit beide Atome scheinbar permanent neutral geladen sind (= unpolare Bindung).
- Eins der beiden Atome zieht bedeutend stärker als das andere Atom. Das bedeutet, dass die Elektronen näher am stärkeren Atom sind. Dadurch ist das stärkere Atom dem schwächeren Atom gegenüber negativ geladen, bzw. umgekehrt: das schwächere Atom gegenüber dem stärkeren Atom positiv geladen (= polare Bindung)
Im zweiten Fall sind die Atome praktisch wie Magneten.
Man hat mit dem schwächeren Atom praktisch einen Pluspol und mit dem stärkeren Atom einen Minuspol.
Dabei wird dieser "Magnet" mit seinen zwei Polen "Dipol" genannt (griechisch di = zwei).
Dieser Magnet ist umso stärker, je höher der Stärkeunterschied zwischen den beiden Atomen ist.
Analog zu Magneten, die du aus dem Alltag kennst, ziehen sich Minus- und Pluspol an und Pole gleicher Ladung stoßen sich ab.
Wenn du zwei Moleküle A und B hast, die Dipole sind, kann das positiv geladene Atom von Molekül A das negativ geladene Atom von Molekül B anziehen. Das negativ geladene Molekül A zieht wiederum das positiv geladene Molekül von B an.
Damit hättest du auch schon die Dipol-Dipol-Wechselwirkungen erklärt, bei denen einfach nur zwei Moleküle, die sich wie Magnete verhalten, sich (elektrostatisch) anziehen.
Bei den beiden anderen Sekundärbindungen ist es nicht anders.
Doch woher weiß man, wie stark ein Atom Elektronen anzieht?
Das kannst du am Periodensystem für jedes Atom ablesen.
Dabei hat jedes Atom einen sogenannten Elektronnegativitätswert, der positiv und maximal 4 ist.
Fluor (F) ist mit dem Wert von 4 das am stärksten ziehende Atom.
Sekundärbindungen – Wasserstoffbrückenbindungen
Bei Wasserstoff-Brücken-Bindungen liegen auch Dipole vor.
Jedoch mit einer Nebenbedingung: das schwächere Atom in den beiden Dipolen ist Wasserstoff.
Das stärkere Atom ist üblicherweise Sauerstoff (O), Fluor (F) oder Stickstoff (N).
Diese Atome haben eine besondere Bedeutung, weil sie sehr stark an Elektronen ziehen.
Abbildung 1: Moleküle mit Wasserstoffbrückenbindungen
Da diese drei Atome sehr stark an Elektronen ziehen, ergeben sich auch sehr starke Magnete bzw. Dipole.
Wenn man so will, sind Wasserstoff-Brücken-Bindungen starke Dipol-Dipol-Wechselwirkungen.
Abbildung 2: Wasserstoffbrückenbindung zwischen zwei Wassermolekülen Quelle: courses.lumenlearning.com
Sekundärbindungen – Van-der-Waals-Wechselwirkungen
Diese Art der Wechselwirkung beruht auch auf der (elektrostatischen) Anziehung zwischen Dipolen, mit folgender Nebenbedingung:
Die Dipole bzw. ihre Ladungen sind nur vorübergehend da.
Das ist auch der grundlegende Unterschied zu den Dipol-Dipol-Wechselwirkungen, bei denen die Dipole permanent vorliegen (permanenter Dipol).
Wie ist das zu verstehen, dass die Dipole bzw. die Ladung nur vorübergehend vorliegen?
Wenn du dich an die Unterteilung von Elektronenpaarbindungen am Anfang des Artikels zurückerinnerst, gibt es den Fall, dass die Atome in etwa gleich stark ziehen.
Folglich sind beide Atome praktisch neutral geladen.
Woher also kommen die Ladungen, die dann wieder "verschwinden"?
Elektronen sind in Molekülen und Atomen ständig in Bewegung und nehmen keinen festen Platz ein. Somit kann es auch vorkommen, dass sich die Elektronen vorübergehend ungleichmäßig verteilen und dadurch ein Dipol entsteht. Dieses polarisierte Molekül kann sich an ein anderes polarisierbares Molekül annähern, wobei die negative Seite des temporären Dipols die Elektronen des anderen Moleküls von sich wegdrückt und einen sogenannten induzierten Dipol erzeugt.
Induzierte Dipole
Dipole können aus unpolaren Molekülen vorübergehend entstehen. Man spricht dann von induzierten Dipolen, wobei induziert soviel wie "herbeigeführt" heißt.
Dies geschieht, indem ein unpolares Molekül oder ein Atom sich einem Dipol nähert. Dadurch können die Elektronen im Molekül/Atom näher zur Seite des Dipols verschoben werden oder auch weiter weg. Durch die ungleichmäßige Elektronenverteilung entsteht ein induzierter Dipol.
Es gibt also zwei Fälle, wie temporäre Dipole entstehen:
- Im ersten Fall ist es gewissermaßen Zufall, dass sich die Elektronen zweier unpolarer Moleküle ungleichmäßig verteilen und dann noch so, dass sich ungleichnamige Pole gegenüberstehen. Gerade wegen dieser Unbeständigkeit sind Van-der-Waals-Wechselwirkungen aber auch die schwächsten Wechselwirkungen, die es gibt.
- Im zweiten Fall ist es ein mehr oder weniger erwartbarer Zustand. Ein unpolares Molekül nähert sich der Ladung eines Dipols.
Wenn sich das unpolare Molekül dem positiven Pol nähert, werden die Elektronen an den positiven Pol gezogen und die dem Dipol abgewandte Seite wird positiv geladen.
Wenn sich das unpolare Molekül dem negativen Pol nähert, werden die Elektronen vom negativen Pol abgestoßen und die dem Dipol abgewandte Seite wird negativ geladen.
Diese vorübergehend ungleichmäßigen Elektronenverteilungen können dann für die elektrostatische Anziehung genutzt werden (Van-der-Waals-Wechselwirkungen).
Stärke der Sekundärbindungen
- Sekundärbindungen sind stärker, je höher die Elektronegativitätsdifferenz der Atome ist, und wenn der Dipol permanent ist
- Stärke: Wasserstoffbrückenbindungen > Dipol-Dipol-Wechselwirkungen > VdW-WW
Sekundärbindungen sind schwächer als die Primärbindungen.
Doch wie sieht der Vergleich untereinander aus?
Wasserstoffbrückenbindungen sind die stärkste Sekundärbindung, gefolgt von Dipol-Dipol-Wechselwirkungen. Van-der-Waals-Kräfte stellen schließlich die schwächste Sekundärbindung dar.
Der Grund für diese Reihenfolge liegt in dem Elektronegativitätsunterschied der Atome von Dipolen und in der Permanenz der Dipole. Je stärker ein Dipol (eben aufgrund der Elektronegativitätsdifferenz der Atome) und je "permanenter" (möglichst kein temporärer/induzierter Dipol), desto stärker die Wechselwirkung.
Sekundärbindung - Das Wichtigste
- Sekundärbindungen: Dipol-Dipol-Wechselwirkungen, Wasserstoffbrückenbindungen, Van-der-Waals-Wechselwirkungen.
- Dipol = Molekül (oder auch Atom) mit ungleichmäßiger Ladungsverteilung, praktisch ein Magnet.
- Dipol-Dipol-Wechselwirkungen entstehen durch die Anziehung ungleichnamiger Ladungen von Dipolen.
- Wasserstoffbrückenbindungen sind starke Dipol-Dipol-Wechselwirkungen mit Wasserstoff als positiven Pol und Stickstoff, Sauerstoff oder Fluor als negativen Pol.
- Van-der-Waals-Wechselwirkungen sind vorübergehende Dipol-Dipol-Wechselwirkungen.
- Stärke: Wasserstoffbrückenbindungen > Dipol-Dipol-Wechselwirkungen > VdW-WW.
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