Wechselwirkungen zwischen Atomen ::: Organische Chemie ::: Chemieseite.de

Ionische Verbindungen finden sich in Salzen. Die einzelnen Atome der Salze geben Elektronen komplett ab oder nehmen sie komplett auf, so dass entweder die negativ geladenen Anionen oder die positiv geladenen Kationen¹ entstehen. Ionen lösen sich gerne in Wasser. Kommt der Stoff als Reinform vor, liegt er als Kristall vor. Der Ordnungszustand in Kristallen ist sehr hoch. Ionen bleiben auf ihren Plätzen im Kristall aufgrund der Coloumbschen Kräfte, die zwischen ihnen wirken.

Kovalente Bindungen

In unpolaren kovalenten Bindungen überlappen sich die einzelnen Oribtale der Atome, so dass eine Bindung zustande kommt. Es findet jedoch kein Elektronenaustausch statt. Ist eine kovalente Bindung polar, so werden Elektronen zu einem Bindungspartner hingezogen. Elektronenanziehende Atome werden mit $\delta^{-}$ und elektronenabstoßende Atome mit $\delta^{+}$ gekennzeichnet. Polare kovalente Bindungen gehen kontinuierlich in Richtung Ionenbindungen über.

Metallische Bindung

In Metallbindungen sind die Elektronen delokalisiert und werden von allen Metallatomen geteilt. Diese Elektronen verleihen dem Metall seinen Glanz. Das oberste besetzte Band wird als Valenzband bezeichnet. Das unterste unbesetzte Orbital als Leitungsband.

Überlappen sich beide Bänder, so gibt es eine elektrische Leitung. Auch gibt es eine Leitung, wenn im Valenzband Orbitale frei sind, über welche Gastelektronen geleitet werden können. Man spricht von einem Leiter.
Eventuell können beide Bänder über einen kurzen Abstand unterbrochen sein. Nur bei Anregung des Stoffes springen Elektronen in das Leitungsband und der Stoff leitet. Man spricht von einem Halbleiter.
Ein Isolator ist ein Stoff bei dem Valenzband und Leiterband so weit auseinander liegen, dass es zu keiner Elektronenübertragung kommt.

Komplexe

Komplexverbindungen sind chemische Verbindungen, die aus

einem Zentralatom oder Zentralion und
Liganden, welches Moleküle oder Ionen sind,

gebildet werden. Sind die Komplexe geladen, so werden entgegen gesetzt geladene Ionen zur Neutralisation benötigt.

Die schwache Bindung in Komplexen wird mit Hilfe der freien Elektronenpaare der Liganden hergestellt. Diese Elektronenpaare werden von dem Zentralatom angezogen. So gibt es eine Parallele zwischen Komplexen und der Säure/Base-Definition nach Lewis.

Die Ligandenfeldtheorie besagt, dass die einzelnen

-Orbitale des Zentralatoms aufgespalten werden.

-Orbitale sind typisch für die Elemente der Nebengruppe z.B.

. Ursache für die Aufspaltung ist, dass zwei der

-Orbitale, nämlich $d_{z^{2}}$ und $d_{x^{2}-y^{2}}$ auf den Achsen liegen und die restlichen drei

-Orbitale ( $d_{xy},d_{xz},d_{yz}$ ) in den Raumdiagonalen. Die elektrostatische Abstoßung der Oribtale auf den Achsen ( $d_{\gamma}$ ) ist größer, weshalb diese angehoben werden. Die elektrostatische Abstoßung der Orbitale auf den Raumdiagonalen ( $d_{\epsilon}$ ) wird herabgesetzt, weshalb diese energetisch günstiger sind. Der Unterschied zwischen beiden Orbitalen wird als $\Delta_{okt}$ bezeichnet. Je elektronegativer die Liganden sind, desto weiter liegen die beiden aufgespaltenen Energien zusammen. Wenn die Energien weit auseinander liegen, dann sind nur die unteren

-Orbitale besetzt.

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