Chemische Bindung

[Friedrich Karl Schmidt]

Wohin man auch schaut, die Lehre zur chemischen Bindung wird dominiert von den diversen "Bindungsarten", der Versuch einer ganzheitlichen Sicht wird gar nicht erst unternommen.

Ist eine ganzheitliche Sicht nicht möglich oder ist sie zwar möglich , aber wenig sinnvoll in Bezug auf das anzustrebende Verständnis.

Und ist es richtig , die Besprechung mit der ionischen Bindung zu beginnen ? Ist nicht die kovalente Bindung eher typisch für "die Natur der chemischen Bindung"?

Sind zwischenmolekulare Bindungen "etwas ganz anderes" als z.B. die Atombindung ?

Was wäre zu nennen, wenn gefragt würde nach bindungsartübergreifenden Elementen in der Beschreibung der chemischen Bindungen ?

Gruß FKS

[WissensMatrix]

Und ist es richtig , die Besprechung mit der ionischen Bindung zu beginnen ? Ist nicht die kovalente Bindung eher typisch für "die Natur der chemischen Bindung"?

ich finde es richtig, mit der ionischen bindung zu beginnen, da die ladungstrennung EIN "typisches" verhalten zwischen verschiedenen atomen beschreibt. salzbildung & ionen sind doch recht häufig. was die "natur der chemischen bindung" ist, also, die quantenmechanischen orbitalberechnungen bei den kovalenten bindungen... nunja....

klar könnte man allgemein so etwas wie

"die natur der chemischen bindung liegt in der wechselwirkung den äußeren elektronen der atome"

oder so, aber das wäre doch schon ungemein allgemein (und, sätze, die sehr algemein gehalten sind enthalten sehr wenig spezifische information)

Wohin man auch schaut, die Lehre zur chemischen Bindung wird dominiert von den diversen "Bindungsarten", der Versuch einer ganzheitlichen Sicht wird gar nicht erst unternommen.

naja, menschen denken in kategorien. wir stopfen alles gern in schubladen, kleben zettel drauf und ordnen so unser wissen. später lernen wir unsere schemata (die zettel&schubladen) zu modifizieren und in frage zu stellen.

(piaget -> adaption)

aber von der kovalenten bindung auszugehen ist sicher auch möglich. nur denke ich, irgendwo muss man ja anfangen, und "ladungstrennung" ist ja schon von der physik her bekannt (da war was mit katzenfellen ud glasstäben und so)

Was wäre zu nennen, wenn gefragt würde nach bindungsartübergreifenden Elementen in der Beschreibung der chemischen Bindungen ?

pauling hat das mit der elektronegativität versucht
die erklärung ging in etwa:

elektronegativität/bindungsdissoziationsenergien führt zu soundsoviel prozent ionencharacter der verbindung.

demnach ist ein niediger EN-unterschied eine unpolar-kovalente bindung
höher wirds dann polar-kovalent
und bei großem unterschied wird es dann ionisch.

wobei zu diskutieren wäre, was denn elektronegativität bedeutet. (siehe das HIER (http://de.wikipedia.org/wiki/Elektronegativit%C3%A4t)) ich wähle eher allred-rochow oder mulliken, da die bindungsenergien, die pauling benutzt mir zu wenig elementar sind.

[DaTei]

Wohin man auch schaut, die Lehre zur chemischen Bindung wird dominiert von den diversen "Bindungsarten", der Versuch einer ganzheitlichen Sicht wird gar nicht erst unternommen.

Ist eine ganzheitliche Sicht nicht möglich oder ist sie zwar möglich , aber wenig sinnvoll in Bezug auf das anzustrebende Verständnis.

Wie sinnvoll es für die schulische Ausbildung ist, weiß ich nicht. An und für sich finde ich eine ganzheitliche Sicht wünschenswert.


Und ist es richtig , die Besprechung mit der ionischen Bindung zu beginnen ? Ist nicht die kovalente Bindung eher typisch für "die Natur der chemischen Bindung"?

Scheinbar ist die Ionenbindung einfacher zu verstehen als die kovalente Bindung.


Sind zwischenmolekulare Bindungen "etwas ganz anderes" als z.B. die Atombindung ?

Ich hoffe doch nicht. Jedenfalls wurde uns das so nicht gelehrt.

[zweiPhotonen]

Ist eine ganzheitliche Sicht

Das wäre m.E. die Betrachtung der Elektronenwellenfunktion, was aber bei

in Bezug auf das anzustrebende Verständnis.

nicht hilfreich ist, weil a) die Theorie dazu komplex ist und b) das Gebilde nicht anschaulich ist.

Also muss man sich mit einfachen (Ab)Bildern davon behelfen.



Und ist es richtig , die Besprechung mit der ionischen Bindung zu beginnen ?
Chemieunterricht fängt -vermutlich- mit anorganischer Chemie an, da erscheinen Ionenverbindungen (Salz, Sand) naheliegend. Der Aufbau läßt sich mittels Coulombanziehung einigermassen verdeutlichen.



Sind zwischenmolekulare Bindungen "etwas ganz anderes" als z.B. die Atombindung ?

Wenn ich die Elektronenwellenfunktion des gesamten Komplexes anschaue: nein. Aber auch dabei gibt es verschiedene Ansätze, einzelne Bindungsbeiträge herauszurechnen.
Meist werden jedoch die Orbitale der einzelnen Bestandteile ermittelt und damit dann eine Wechselwirkung beschrieben etwa im Sinne einer Störungsrechnung, die die Wechselwirkung als gering gegenüber der Gesamtenergie betrachtet.


Was wäre zu nennen, wenn gefragt würde nach bindungsartübergreifenden Elementen in der Beschreibung der chemischen Bindungen ?

Ohne mich zu weit aus dem Fenster lehnen zu wollen: Mir kommt dabei die Natural Bond Orbital Darstellung der Elektronenwellenfunktion von F. Weinhold in den Sinn. Diese wird rechnerisch in zwei-Elektronen-Orbitale zerlegt und als core, Bonding, anti-Bonding und Rydberg-Orbitale dargestellt. Zwischenmolekulare Kräfte lassen sich (u.a.) über die Ernerbeiträge der Orbital-WW. quantifizieren.
Andere Ansätze mag es sicher geben, sie kommen mir aber gerade nicht in den Sinn, weil ich mich nur mit NBO näher auseinandergesetzt habe.

[S0S]

Sind zwischenmolekulare Bindungen "etwas ganz anderes" als z.B. die Atombindung ?
Uns wurde in der Schule beigebracht, dass die Wasserstoffbrückenbindung ein "Zwischending" zwischen Atombindung und zwischenmolekularer Bindung ist. Demzufolge sollte es sich dabei nicht um zwei komplett unterschiedliche Dinge handeln.

[Friedrich Karl Schmidt]

"die natur der chemischen bindung liegt in der wechselwirkung den äußeren elektronen der atome" Aber so ist es ja nicht. Denn die Wechselwirkung zwischen den Elektronen ist ja abstoßend, kann also eine Bindung nicht begründen.
Eine Bindung kann also nur dadurch zustande kommen, dass sich die Elektronen unter der anziehenden Wirkung von nun ( mindestens ) zwei Atomkernen so umverteilen , dass die Gesamtenergie des ( im einfachsten Fall ) aus zwei Atomen bestehenden Systems abnimmt und in einem bestimmten Abstand minimal wird.
Denn abgesehen davon, dass die Elektronen nun von zwei Atomkernen angezogen werden und eine Abstoßung der Kerne untereinander zu beachten ist, gilt all das weiter, was man bereits bei den Atomen gelehrt/gelernt hat.
Gruß FKS

[FK]

Eine Bindung kann also nur dadurch zustande kommen, dass sich die Elektronen unter der anziehenden Wirkung von nun ( mindestens ) zwei Atomkernen so umverteilen , dass die Gesamtenergie des ( im einfachsten Fall ) aus zwei Atomen bestehenden Systems abnimmt und in einem bestimmten Abstand minimal wird.
Das würde ich als das grundlegende Prinzip ansehen.

Aber so ist es ja nicht. Denn die Wechselwirkung zwischen den Elektronen ist ja abstoßend, kann also eine Bindung nicht begründen. Man kann das ja daran erkennen, dass schon ein mit einem Elektron besetztes "bindendes" Molekelorbital eine bindende Wechselwirkung verursacht.

Gruß,
Franz

[WissensMatrix]

Denn die Wechselwirkung zwischen den Elektronen ist ja abstoßend, kann also eine Bindung nicht begründen.

weswegen ja auch elektronen gemeinsame orbitale besetzen, da können sie sich so schön abstoßen.... :D

[FK]

weswegen ja auch elektronen gemeinsame orbitale besetzen, da können sie sich so schön abstoßen.... :DNunja, quantenmechanische Vorgänge sind nicht unbedingt anschaulich...

Gruß,
Franz

[Friedrich Karl Schmidt]

weswegen ja auch elektronen gemeinsame orbitale besetzen, da können sie sich so schön abstoßen.... :D Wollen Sie damit sagen, dass die beiden Elektronen eines gemeinsamen Orbitals einander anziehen, also eine anziehende Wechselwirkung existiert, die die elektrostatische Abstoßung überkompensiert ?

Gruß FKS

[Friedrich Karl Schmidt]

Uns wurde in der Schule beigebracht, dass die Wasserstoffbrückenbindung ein "Zwischending" zwischen Atombindung und zwischenmolekularer Bindung ist. Demzufolge sollte es sich dabei nicht um zwei komplett unterschiedliche Dinge handeln. Ein Schritt in die richtige Richtung, bei dem es aber nicht bleiben sollte. Denn es gibt ganz allgemein keinen prinzipiellen Unterschied zwischen einer intramolekularen und einer intermolekularen Bindung. Es sind nur die diversen , rechnerischen Ansätze, die hier das Gegenteil zu beweisen scheinen. Tatsächlich aber "verwalten" all diese Ansätze nur den Mangel , dass der Mathematik Grenzen insoweit gesetzt sind, als es nicht möglich ist, die aus heutiger Sicht exakten Gleichungen in geschlossener Form zu lösen und Näherungslösungen Rückschlüsse auf die "Natur" der chemischen Bindung wenn überhaupt, dann nur sehr bedingt zulassen.

Gruß FKS

[zweiPhotonen]

Tatsächlich aber "verwalten" all diese Ansätze nur den Mangel , dass der Mathematik Grenzen insoweit gesetzt sind, als es nicht möglich ist, die aus heutiger Sicht exakten Gleichungen in geschlossener Form zu lösen und Näherungslösungen Rückschlüsse auf die "Natur" der chemischen Bindung wenn überhaupt, dann nur sehr bedingt zulassen.

Für mich ist diese Sichtweise falsch herum:
die math-phys/quantenmech. Modelle sind heutzutage durchaus in der Lage, (nicht allzu komplexe) Moleküle und Aggregate so zu beschreiben, dass viele ihrer Eigenschaften richtig erfasst werden.
Allein der Versuch, diese 'gesamtheitliche' Beschreibung -sozusagen im Nachhinein- auf einen Satz von -zwei Elektronen-zwei Zentren-Bindungen herunterzubrechen stellt eine Methode dar, die nur Näherungsweise lösbar ist.
Je besser ich versuche, ein Molekül theoretisch zu beschreiben, desto weiter entferne ich mich von den Atomorbitalen als Basis und damit auch von der Anschaulichkeit. Der "Fehler" liegt also in dem Ansatz, der der vereinfachten Darstellung als eine Bindung zugrunde liegt.

[Friedrich Karl Schmidt]

Je besser ich versuche, ein Molekül theoretisch zu beschreiben, desto weiter entferne ich mich von den Atomorbitalen als Basis und damit auch von der Anschaulichkeit. Der "Fehler" liegt also in dem Ansatz, der der vereinfachten Darstellung als eine Bindung zugrunde liegt. Ich betrachte einmal exemplarisch den Wasserstoff und sehe es da so : Die Atomorbitale sind der richtige Ansatz für das Molekül H2. Ich mache aber nichts falsch, wenn ich bei der Beschreibung der Wechselwirkung zwischen H2 - Molekülen von den Molekülen ausgehe.

Und da beschreibe ich die Ausgangssituation so : Mit der Bildung des Moleküls sind die Elektronen insgesamt fester ( energieärmer ) gebunden, als sie es in den freien Atomen waren. Es ist also klar, dass die Fähigkeit zu weiteren Bindungen dem entsprechend reduziert ist. Auch wenn diese Reduktion im Fall des H2 so weit geht, dass man in durchaus guter Näherung sagen könnte, dass eine weitere Bindung überhaupt nicht mehr möglich ist, so ist dennoch das Ausgangssituation des H2 prinzipell nicht verschieden von der des H - Atoms.
Und so gilt hier auch im Prinzip nichts anderes als das, was ich hier in Bezug auf das H2 - Molekül geschrieben habe : Eine Bindung kann also nur dadurch zustande kommen, dass sich die Elektronen unter der anziehenden Wirkung von nun ( mindestens ) zwei Atomkernen so umverteilen , dass die Gesamtenergie des ( im einfachsten Fall ) aus zwei Atomen bestehenden Systems abnimmt und in einem bestimmten Abstand minimal wird.
Es ändern sich nur ein paar Zahlen. Und nichts spricht dagegen, dass die "Natur" damit physikalisch richtig erfasst wird.

Die Alternative wäre die Interpretation von Berechnungen, die zwar ein näherungsweise richtiges Ergebnis in Bezug auf die Grundzustandsenergie und den Bindungsabstand liefern, die aber dann in der Interpretation nach meiner Kenntnis u.a. sagen, dass die Ladungsverteilung des H2 - Moleküls oder eines Edelgasatoms zeitlich schwanken würde und somit ein zeitlich veränderlicher Dipol entstehe . Eine Konstruktion, die meine Sicht z.B. nicht benötigt.

Gruß FKS

[WissensMatrix]

Wollen Sie damit sagen, dass die beiden Elektronen eines gemeinsamen Orbitals einander anziehen, also eine anziehende Wechselwirkung existiert, die die elektrostatische Abstoßung überkompensiert ?

Gruß FKS

nein, das wäre quatsch. aber das wissen sie doch.
soweit ich mich erinnere, werden orbitale erst einfach, dann spingepaart besetzt.

[FalconX]

Allerdings muss man auch daran denken, dass man beim Erklären der Bindungen nicht mit der Schrödingergleichung beginnen kann, versteht ja zu dem Zeitpunkt wohl niemand.

Unser Lehrer war da recht geschickt, in der Unterstufe lernt man etwas Chemie mit den einfachsten Modellen. In der Oberstufe hieß es dann "alles was wir bis jetzt gelernt haben ist eigentlich nicht richtig" und dann gabs nen Vortrag über Modellbildung mit dem Hinweis "und das was wir in den nächsten Jahren lernen entspricht auch nicht der Realität". So war zumindestens jedem klar, dass das nur Modelle sind.

Was die Bindungen angeht, hier hätte ich mir jedoch ein bisschen mehr gewünscht das genauer durchzunehmen. Erst im ersten Semester auf der Uni hab ich begriffen wie Van der Vaals Bindungen zu stande kommen und das sie im Prinzip ja exakt dasselbe sind wie Ionische Bindungen.

gruß Dennis

[WissensMatrix]

eben.

oder warum gibts H_2, aber nicht He_2?

[FalconX]

eben.

oder warum gibts H_2, aber nicht He_2?

Würd mich interessieren ob jemand die Oktettregel für Schüler verständlich begründen kann?

(Und dann kommt ein Schüler und fragt wie SF6 funktioniert)

gruß Dennis

[WissensMatrix]

naja, eigentlich gibts die oktettregel garnicht, und wenn, dann nur für 2´te periode moleküle ausser NO und NO_2 aber das sind ja auch radikale, weil die sind die, die wo regeln brechen weil radikale das nunmal so machen und ausserdem kann schwefel eine oktettaufweitung also äääääh.......

:D

[Friedrich Karl Schmidt]

Erst im ersten Semester auf der Uni hab ich begriffen wie Van der Vaals Bindungen zu stande kommen und das sie im Prinzip ja exakt dasselbe sind wie Ionische Bindungen. So würde ich das aber jetzt nicht gerade sagen, denn die Ionenbindung ist der Van der Waalsbindung ferner als z.B. die Atombindung und passt überhaupt nur dann in die "Familie", wenn man die reine Ionenbindung als nicht realen Grenzfall sieht. Weil nämlich ein Kristall aus unpolarisierbaren An - und Kationen gar nicht stabil sein kann. Eine logische Bredouille, aus der die gängige Lehre nur mit einem "kovalenten Bindungsanteil" herauskommt.

Gruß FKS

[Friedrich Karl Schmidt]

nein, das wäre quatsch. aber das wissen sie doch. Stimmt, aber ich frage mich, was dann diese Bemerkung sollte .Denn die Wechselwirkung zwischen den Elektronen ist ja abstoßend, kann also eine Bindung nicht begründen.
weswegen ja auch elektronen gemeinsame orbitale besetzen, da können sie sich so schön abstoßen.... Spricht jedenfalls nicht gerade dafür, dass Sie erkannt haben, unter welchen Voraussetzungen das geschieht. Das Folgende übrigens auch nicht :
soweit ich mich erinnere, werden orbitale erst einfach, dann spingepaart besetzt. Was nur eine Halbwahrheit ist, denn diese "Regel" greift nur dann, wenn die Abstoßungsenergie der Elektronen des gleichen Orbitals kleiner ist als die Energiedifferenz zum nächst höheren unbesetzten Orbital . Was im Übrigen zeigt, dass auch hier das nicht auf dem COULOMB - Gesetz basierende geheimnistuerische Gedöns nur unnötig verwirrt.

Gruß FKS

[WissensMatrix]

Was nur eine Halbwahrheit ist, denn diese "Regel" greift nur dann, wenn die Abstoßungsenergie der Elektronen des gleichen Orbitals kleiner ist als die Energiedifferenz zum nächst höheren unbesetzten Orbital . Was im Übrigen zeigt, dass auch hier das nicht auf dem COULOMB - Gesetz basierende geheimnistuerische Gedöns nur unnötig verwirrt.

naja - ich dachte es wäre schon klar, das hier nicht von energetisch groß unterschiedlichen orbitalen die rede ist.

welches geheimnistuerische "gedöns" meinen sie denn?

[WissensMatrix]

Nunja, quantenmechanische Vorgänge sind nicht unbedingt anschaulich...

Gruß,
Franz

und eben das meinte ich. eine positive und eine negative ladung, die sich gegenseitig anziehen, sind ziemlich anschaulich. ein gemeinsames besetztes orbital, welches für die bindung sorgt, ist zwar ein hübsches modell, aber weswegen zwei gleichnamige ladungen gemeinsam ein solches orbital besetzen sollten, um für eine bindung zu sorgen, ist ziemlich wenig anschaulich.

[FK]

Ein reichlich schlichter Ansatz:
die Abstoßung der Elektronen in einem bindenden Orbital wird überkompensiert durch die Verringerung der Abstoßung der beteiligten Atomrümpfe.

Kein Beweis, aber vielleicht ein Indiz:
antibindende Oribtale beitzen einen Knoten zwischen den Atomen. Die Elektronen sollten sich also weniger gegenseitig stören als in bindenden Orbitalen, aber die Abstoßung der Atomrümpfe ist dafür wesentlich stärker als im ersten Fall.

Gruß,
Franz

[WissensMatrix]

schon klar, FK - nur wird halt wieder mit irgendwelchen "knoten" argumentiert, deren vorhandensein (oder: nicht-vorhandensein) wieder auf irgendwelchen quantenmechansischen berechnungen/visualisierungen beruht.

wenn ich mir vorstelle, wie sich positive und negative "teilchen" zusammenlagern, dann hab ich da immer entweder das bild des ionengitters (immer schön positive und negative ladungen nebeneinander) oder das der metallischen (elektronengas-) bindung.

und ohne diese interferenz- und spinpaarungs- g´schichten wird die inexistenz eines H_n verbandes (sagen wir, metallisch (http://www.google.de/images?hl=de&q=metallischer%20wasserstoff)) im gegensatz zum kovalenten realfall auch nicht wirklich plausibel.

Postscriptum: aber langsam wird es hier offtopisch

ich würde gerne noch mal zu FriKaSchmi´s anfang zurückgehen:

Sind zwischenmolekulare Bindungen "etwas ganz anderes" als z.B. die Atombindung ?

dazu wurde dann weiter diskutiert, ob die bindung zwischen molekülen eher ionisch oder eher kovalent ist.
es wurde vertreten, das das ganze eher in richtung kovalenz geht.

aber wenn ich michh recht erinnere, ist das doch (meistens) eine dipol-dipol-WW oder ladung-polarisation WW, kann also weder auschliesslich mit der gerichteten Kovalenten orbitalüberlagerung noch mit ausschließlich einem ionischen modell erklärt werden.

jetzt mal die wasserstoffbrückenbindung, wo ein polaresH sozusagen mit einem O-elektronenpaar bindet, betrachten. hier sieht man doch schon deutich, das die modelle sich überschneiden. sonst würde ja auch ein nicht-polares H an das O binden.

im endeffekt ist also alles ein "mehr oder weniger".

und mehr oder weniger ist schülern schlecht zu vermitteln. deswegen werden die modelle getrennt gelehrt, und später zusammengefügt.

[Friedrich Karl Schmidt]

oder warum gibts H_2, aber nicht He_2? Ob ein \ He_2 \ - Molekül existiert, ist eine offene Frage. Sicher ist nur, dass seine Bindungsenergie außerordentlich klein ist. Was sich im Übrigen aus meiner Betrachtungsweise auch für Schüler nachvollziehbar ergibt. Weil nämlich die Bindefähigkeit des He - Atoms bereits im Atom sehr viel weitergehend "erschöpft" sein muss , als dies beim H2 - Molekül der Fall ist. Und dafür benötige ich nicht das übliche pseudoquantennmechanische Gerede, das ich u.a. meine, wenn ich in einem früheren Beitrag von "Gedöns" gesprochen habe.

Gruß FKS

[Friedrich Karl Schmidt]

aber wenn ich michh recht erinnere, ist das doch (meistens) eine dipol-dipol-WW oder ladung-polarisation WW, kann also weder auschliesslich mit der gerichteten Kovalenten orbitalüberlagerung noch mit ausschließlich einem ionischen modell erklärt werden. Ich habe ja auch erst einmal nur von der Bindung zwischen H2 - Molekülen gesprochen, für deren Erklärung es keiner Annahme von Oszillierenden Ladungen bedarf, um hier einen Dipolcharakter zu begründen. Übertragbar ist diese Vorstellung erst einmal auf alle A2 - Moleküle, sowie die Bindungen zwischen Edelgasatomen.

Was die polaren Moleküle angeht, so ist deren Polarität eine aus der Verschiedenheit der Atome resultierende, elektrostatische Selbsverständlichkeit, die es keineswegs erforderlich macht eine Erklärung auf der Basis "ionischer Bindungsanteil" zu suchen. Was man nichtdestotrotz zwar tun kann, aber eine Notwendigkeit dazu kann ich hier beim besten Willen nicht erkennen.

Und genau so ist es bei Bindungen zwischen polaren Molekülen : Die Dipole sind nicht starr. Und so resultiert eine Bindung nicht nur aus der Orientierung der Dipole, sondern auch aus deren Veränderung . Eine Notwendigkeit, dies als "Mischung aus mehreren Bindungsarten " zu bezeichnen , sehe ich nicht.

Man kommt ja auch nicht auf die Idee, das Schweben eines Körpers in eine r Flüssigkeit oder die Bewegung eines Flugzeugs als "Mischung" zwischen Fallen und Steigen zu verkaufen.

Und im Fall der "Energetik" chemischer Reaktionen macht man zwar eine solche Konstruktion mit "Energie gegen Entropie". Aber der Missverstand, der dabei herauskommt, spricht auch nicht gerade für derartige Konstruktionen.

Dass solche Konstruktionen eine pädagogisch - didaktische Notwendigkeit wären , ist für mich nur eine nicht weiter belegte Behauptung. Aber Ich hätte nichts gegen diese Konstruktione, wenn denn von Lehrerseite hinreichend deutlich gemacht würde, dass und inwiefern es sich um Konstruktionen handelt. Die allfällige Mitteilung , es handele sich ja auch hier nur um "Modelle" , genügt da nicht. Erst recht nicht dann, wenn dieser Hinweis erst in Argumentationsnot nachgeschoben wird, ausgelöst durch kritische Nachfrage eines Schülers.

Gruß FKS

[Friedrich Karl Schmidt]

Was wäre zu nennen, wenn gefragt würde nach bindungsartübergreifenden Elementen in der Beschreibung der chemischen Bindungen ?
Die Stabilität von Atomen und Molekülen beruht auf gemeinsamen Prinzipien, in denen sich auch die verschiedenen Bindungsarten nicht unterscheiden :

1. Es ist allein die elektromagnetische Wechselwirkung zwischen Atomkernen und Elektronen, die die Stärke einer chemischen Bindung bestimmt. Wobei die magnetische Komponente der elektromagnetischen Wechselwirkung um Größenordnungen zurücksteht hinter der elektrostatischen Wechselwirkung .

2. Immer stellt sich eine Verteilung der Ladungen ein, bei der die elektrostatische Anziehung die elektrostatische Abstoßung überwiegt. Das für die Beständigkeit eines Teilchensystems erforderliche Gleichgewicht beruht auf dem Gegeneinander zwischen der o.a. resultierenden elektrostatischen Anziehung und den abstoßend wirkenden Fliehkräften, hervorgerufen durch die kinetische Energie der Elektronen, die einer “Nullpunktsenergie” darstellt, da sie auch sie auch bei 0 Kelvin erhalten bleibt.

3. Alle stabilen Zustände wie Atome, Moleküle, Ionenkristalle sind durch ein Minimum der Gesamtenergie gekennzeichnet. Wie das Virialtheorem beweist, bedeutet dies eine Abnahme der potenziellen Energie und eine Zunahme der kinetische Energie beim Übergang der freien Teilchen in den Bindungszustand .

Gruß FKS

[FK]

wenn ich mir vorstelle, wie sich positive und negative "teilchen" zusammenlagern, dann hab ich da immer entweder das bild des ionengitters (immer schön positive und negative ladungen nebeneinander) oder das der metallischen (elektronengas-) bindung.Alles hängt irgendwie zusammen bzw. sind die ideal ionische und ideal kovalente Bindung Extremwerte; die Realität liegt irgendwo dazwischen.
Die Metallbindung ist übrigens keine besondere Bindungsart. Es handelt sich nur um delokalisierte kovalente Bindungen; die speziellen Eigenschaften ergeben sich aus engen bzw.nicht vorhandenen Energieunterschieden zwischen den zahlreichen Orbitalen.
Ansonsten: panta rhei, wie der Grieche sagt... und ohne diese interferenz- und spinpaarungs- g´schichten wird die inexistenz eines H_n verbandes (sagen wir, metallisch (http://www.google.de/images?hl=de&q=metallischer%20wasserstoff)) im gegensatz zum kovalenten realfall auch nicht wirklich plausibel.
Ob Wasserstoff metallisch auftritt oder nicht, hängt nur vom Druck ab. Wir als Niederdruck-Lebewesen sind halt keinen metallischen Wasserstoff gewohnt.

Gruß,
Franz

[WissensMatrix]

Man kommt ja auch nicht auf die Idee, das Schweben eines Körpers in einer Flüssigkeit oder die Bewegung eines Flugzeugs als "Mischung" zwischen Fallen und Steigen zu verkaufen. nicht das es was mit chemischer bindung zu tun hätte, aber:

genau auf die idee kommt man, wenn man zuerst die einzelnen kräfte untersucht, und sie dann addiert.

so sehe ich halt auch die chemische(n) bindung ähnlich wie FK:

man hat ein paar hypothetische extremfälle (ionen, komplett unpolar- kovalent und beweglich-kovalent-metallisch) die sich relativ leicht erklären lassen und erläutert hiermit letztendlich, das die wahrheit über ein molekül/molekülverband halt irgendwo dazwischen liegt.

wie dieses "dazwischen" nun genauer zu beschreiben ist, dafür gibt es je nach detailstufe immer komplexer werdende erklärungen, angefangen bei der oktettregel über molekülorbitale bis was-weiss-ich-wohin.

ich hab immer noch nicht verstanden, wie man rein elektrostatisch ohne Qantengedöns begründen kann, das es H_2, aber nicht H_3 gibt.

oder Ob ein http://www.chemieonline.de/forum/../images/forum_latex/14bb405199c6f8a7a001ab5c125adfec.gif - Molekül existiert, ist eine offene Frage. Sicher ist nur, dass seine Bindungsenergie außerordentlich klein ist. Was sich im Übrigen aus meiner Betrachtungsweise auch für Schüler nachvollziehbar ergibt. Weil nämlich die Bindefähigkeit des He - Atoms bereits im Atom sehr viel weitergehend "erschöpft" sein muss , als dies beim H2 - Molekül der Fall ist. Und dafür benötige ich nicht das übliche pseudoquantennmechanische Gerede, das ich u.a. meine, wenn ich in einem früheren Beitrag von "Gedöns" gesprochen habe.wieso sollte denn ohne Quantengedöns die bindefähigket sich da groß unterscheiden? bin ich da so stur in meinem spin- und orbitale- bild?

die elektronen des H_2 besetzen das bindende orbitale, bleiben die antibindenden übrig.
da kann ( wie bei He_2^+ oder - gibts das? - H_2^-) noch ein elektron rein, dann ist energetisch bis auf klitzekleinste effekte schluss. so hab ich das irgendwann gelernt.

ich seh´s einfach nicht.

[FK]

Man kommt ja auch nicht auf die Idee, das Schweben eines Körpers in einer Flüssigkeit oder die Bewegung eines Flugzeugs als "Mischung" zwischen Fallen und Steigen zu verkaufen.
Wer weiß?
Ich äußere mal die Vermutung, dass man mikroskopische Fluktuationen tatsächlich beobachten würde, wenn man genau genug hingucken könnte...

Gruß,
Franz

[Friedrich Karl Schmidt]

so sehe ich halt auch die chemische(n) bindung ähnlich wie FK:Wenn es zutrifft, dass Ihre sicht nahe bei der von FK liegt, dann müsste sich die sicht von FK von meiner Sicht wesentlich unterscheiden. Bisher aber habe ich noch keinen Anlass gesehen FK zu widersprechen. Im Gegensatz zu dem, was Sie geschrieben haben. Aber ich nehme an, dass Sie mir die entsprechenden Stellen zeigen können, wo FK's Äußerungen meinen Äußerungen widersprechen.

Gruß FKS

[Friedrich Karl Schmidt]

Ich äußere mal die Vermutung, dass man mikroskopische Fluktuationen tatsächlich beobachten würde, wenn man genau genug hingucken könnte...
Dass man das möglicherweise so sehen kann, ist aber doch hier nicht der Punkt. Entscheidend ist, dass man umständlichere Konstrukte dieser Art nicht ohne Not in die Lehre einbringen sollte.

Gruß FKS

[Friedrich Karl Schmidt]

Zur Frage, weshalb die "zwischenmolekularen" Bindungen zwischen He - Atomen noch wesentlich schwächer sind als die zwischen H2 - Molekülen hatte ich vorgetragen, dass dies deswegen so sei , weil die Elektronen des He wesentlich fester an den Atomkern gebunden sind als dies bei den Bindungselektronen eines H2 - Moleküls an die beiden Wasserstoffkerne der Fall ist. Sodass allein schon deshalb im Fall des He ein wesentlich geringere "Spielraum" für eine Wetere energieabsenkende Umverteilung der Elektronen besteht.

Was ich so begründe : Bezeichnet man die Grundzustandsenergie des H - Atoms mit E = 1 Rydberg ( Ry), dann beträgt die Energie von 2 ungebunden Atomen 2 Ry und die des H2 - Moleküls etwa 2,3 Ry. Die Grundzustandsenergie des Heliumatoms beträgt etwa 5,8 Ry. Um vergleichbare Werte zu erhalten, muss man von der Differenz 5,8 Ry - 2,3 Ry = 3,5 Ry noch die elektrostatische Abstoßungsenergie der Atomkerne im H2 - Molekül abziehen, die unter Berücksichtigung des Bindungsabstands rund 1,4 Ry beträgt, so dass die Elektronen im He um etwa 3,5 Ry - 1,4 Ry = 1,9 Ry stärker gebunden sind als im H2 - Molekül.

All diese Berechnungen lassen sich übrigens halbklassisch - elektrostatisch durchführen. Und dies mit i.d.R. besserer Annäherung an die Messwerte, als dies mit der in Lehrbüchern zu findenden 1. Näherung von MO oder VB der Fall ist.

Gruß FKS

[zweiPhotonen]

Hallo,

ich kann diese
Zur Frage, weshalb die "zwischenmolekularen" Bindungen zwischen He - Atomen noch wesentlich schwächer sind als die zwischen H2 - Molekülen hatte ich vorgetragen,
...
so dass die Elektronen im He um etwa 3,5 Ry - 1,4 Ry = 1,9 Ry stärker gebunden sind als im H2 - Molekül.

Argumentation nicht nachvollziehen. Wollen Sie damit aufzeigen, dass die Bindungsenergie in Helium-Dimer kleiner ist als im H2-Dimer, weil die Elektronen -bereits- im He-Atom fester gebunden sind als im Wasserstoff/H2-Molekül?
In diesem Fall möchte ich um Interpretation des folgenden Beispiels bitten:
Das Be-Dimer Be2 hat eine Grundzustandsenergie von (ca.) -29.3 Hartree,
das Sauerstoffatom O (3P-Zustand) hat eine Grundzustandsenergie von (ca.) -75 Hartree

Wie sieht es in Ihrer Interpretation nun aus, wenn ich die Bindungsenergien von O2 und (Be2)2 gegenüberstelle?

Oder habe ich etwas übersehen bzw. nicht verstanden in dem o.g. Beitrag?

[Friedrich Karl Schmidt]

Hallo,ich kann diese Argumentation nicht nachvollziehen. Wollen Sie damit aufzeigen, dass die Bindungsenergie in Helium-Dimer kleiner ist als im H2-Dimer, weil die Elektronen -bereits- im He-Atom fester gebunden sind als im Wasserstoff/H2-Molekül? Ja und zwar auf Basis einer Vorstellung, die davon ausgeht, das die Bindefähigkeit eines Kern - Elektronensystems abnimmt in dem Maße, wie die Elektronen ( bereits vorher ) stärker an den Kern/die Kerne gebunden sind.
Was natürlich nur dann funktionieren kann, wenn man Systeme vergleicht, die vergleichbar sind.

Ich verstehe aber schon nicht was Sie hier mit "H2 - Dimer" meinen. Mein Vergleichsversuch will jedenfalls darauf hinaus, dass die Bindungsenergie eines potenziellen He2 oder auch Hen noch deutlich kleiner sein müsste als die eines (H2)2 bzw. eines (H2)n . So würde ich z.B. die Voraussage wagen, dass die Verdampfungsenergie des flüssigen H2 größer ist als die des Heliums.

Im Übrigen : Womit sollen denn Be2 und O3 verglichen werden ?
Gruß FKS

[Friedrich Karl Schmidt]

Die Stabilität von Atomen und Molekülen beruht auf gemeinsamen Prinzipien, in denen sich auch die verschiedenen Bindungsarten nicht unterscheiden :

1. Die elektrostatische Wechselwirkung zwischen den Atomkernen und Elektronen, die die magnetische Komponente der elektromagnetischen Wechselwirkung um Größenordnungen dominiert .

2. Immer stellt sich eine Verteilung der Ladungen ein, bei der die elektrostatische Anziehung überwiegt. Das für die Beständigkeit eines Teilchensystems erforderliche Gleichgewicht beruht auf dem Gegeneinander zwischen der o.a. resultierenden elektrostatischen Anziehung und den abstoßend wirkenden Fliehkräften, hervorgerufen durch die kinetische Energie der Elektronen,die eine “Nullpunktsbewegung” ist, da sie auch bei 0 Kelvin erhalten bleibt.

3. Alle stabilen Zustände wie Atome, Moleküle, Ionenkristalle sind ( bei Null Kelvin ) durch ein Minimum der Gesamtenergie gekennzeichnet. Wie das Virialtheorem beweist, bedeutet dies eine Abnahme der potenziellen Energie und eine Zunahme der kinetischen Energie beim Übergang der freien Teilchen in den Bindungszustand . Und zwar nimmt die potenzielle Energie doppelt so stark ab, wie die kinetische Energie zunimmt. So dass gilt :

\Delta \ E \ = \ (1/2) \ \Delta E_{pot} \ = \ - \ \Delta E_{kin} \ < \ 0

Gruß FKS

[zweiPhotonen]

Die Stabilität von Atomen und Molekülen beruht auf gemeinsamen Prinzipien, in denen sich auch die verschiedenen Bindungsarten nicht unterscheiden
Dem stimme ich uneingeschränkt zu.

Zu dem Ansatz 'alles' mittels elektrostatischer Wechselwirkung zu erklären möchte ich folgendes bemerken:
Ich bin nicht davon überzeugt, dass dies eine geeignete universelle Beschreibung ist. Ich kann aber bis jetzt noch kein geeignetes Gegenbeispiel anführen. Ich denke aber, dass sich Aggregate, die im Wesentlichen durch Dispersions- also vdW-Wechselwirkungen zusammengehalten werden, einer solchen Erklärung widersetzen.

Ich habe in der Literatur seit (ca.) Heitler & London unzählige Methoden gefunden, chemische Bindungen zu Beschreiben oder zu interpretieren. Das zieht sich bis ins 21 Jh. wo zum Beispiel im Journal of Computational Chemistry 2007 eine ganze Ausgabe (http://onlinelibrary.wiley.com/doi/10.1002/jcc.v28:1/issuetoc) (Special Issue: “90 Years of Chemical Bonding”) mit Beiträgen dazu erschienen ist.


Grüße

[Friedrich Karl Schmidt]

Zu dem Ansatz 'alles' mittels elektrostatischer Wechselwirkung zu erklären möchte ich folgendes bemerken:
Ich bin nicht davon überzeugt, dass dies eine geeignete universelle Beschreibung ist. Ich kann aber bis jetzt noch kein geeignetes Gegenbeispiel anführen. Ich denke aber, dass sich Aggregate, die im Wesentlichen durch Dispersions- also vdW-Wechselwirkungen zusammengehalten werden, einer solchen Erklärung widersetzen. Ich meinerseits bin zwar überzeugt, aber dies beweist ja erst einmal gar nichts.

Aber richtig ist doch, dass die einzige der fundamentalen Wechselwirkunen, die für den Zuammenhalt chemischer Bindungen verantwortlich gemacht werden kann, die elektromagnetische WW ist. Und hier lässt sich zeigen, dass der Betrag der magnetischen Kraft sich zum Betrag der COULOMB - Kraft wie v2 : c2 verhält.

Es gilt auch als bewiesen ( HELLMANN - FEYNMANN - Theorem in Verbindung mit dem Virialtheorem) , dass man die chemische Bindung klassisch als WW zwischen Ladungswolken berechnen könnte, wenn man die exakte Wellenfunktion hätte. Dumm nur, dass man diese nun einmal nicht hat und selbst Näherungslösungen, die in Bezug auf Bindungsenergie und Bindungsabstand Werte nahe den Messwerten ergeben, hier versagen. Und man sich fragen kann, welche Konsequenzen sich daraus ergeben.

Was die zwischenmolekularen Bindungen angeht, so vernebelt die derzeitige Herangehensweise mit ihrer Stückelung der Bindungsenergie auf mehrer "Effekte" nach meiner auffassung den tatsächlichen Sachverhalt, den ich so sehe, dass die WW zwischen ( vermeintlich ) "gesättigten" Molekülen im Prinzip nicht anders sein kann, als die WW zwischen Atomen, die Ihrerseits ja auch im Prinzip nicht anderes ist als die WWen innerhalb der Atome.

Nur ist es leider so, dass sich natürlich das mathematische Handling mit der Zahl der Atomkerne wie auch mit der Zahl der Elektronen immer schwieriger gestaltet und die zwischenmolekularen Bindungen schon wegen des Näherungscharakters der Ansätze für die intramolekularen Bindungen so zu sagen untergehen . Zumal sich ja in meiner Sicht die zwischenmolekularen nicht unwesenlich aus dem "Umverteilungspotenzial ernähren" das die intramolekularen Bindungen übrig lassen und das im Fall des Heliums ja sogar schon im atomaren Zustand weitestgehend erschöpft ist.

Ich bin mir aber im Klaren darüber, dass mein Denkansatz nur eine Idee ist und keine Aussicht hat, jemals zu einer Theorie zu werden. Denn eine quantitative Beschreibung erscheint auch mir ausgeschlossen, weil es nun einmal an der Mathematik fehlt. Mangels mathematischer Präzisierung sind auch der Möglichkeit einer Falsifizierung sehr enge Grenzen gesetzt. Was natürlich auch einen Makel darstellt.

Gruß FKS

[Friedrich Karl Schmidt]

PRINZIPIEN ZUR CHEMISCHEN BINDUNG

1.Jede Annäherung zwischen beliebigen Atomen oder Molekülen führt zwangsläufig zu einer Umverteilung negativer Ladung in den Atomhüllen, die mit einer Absenkung der Gesamtenergie einher geht.
Gleichwohl existieren nur bestimmte Moleküle und Kristalle, weil energetisch günstigere Alternativen zu den weniger stabilen Spezies gegeben sind.
So könnte ein H3 –Molekül durch Addition eines freien Atoms an ein H2 – Molekül durchaus entstehen. Die Bindungsenergie wäre aber wesentlich geringer als bei der Alternative, bei der sich die freien Wasserstoffatome zu weiteren H2 – Molekülen verbinden.

2. Die Bindefähigkeit erschöpft sich mit der Verfestigung der Bindung von Elektronen an Atomkernen.
Die Bindefähigkeit der Edelgasatome ist bereits im atomaren Zustand so weitgehend erschöpft, dass nur schwache Bindungen gebildet werden können, die erstmalig aber nicht erst in Verbindungen des Xenons aufgetreten sind, sondern lange vorher in den kondensierten Aggregatzuständen der Edelgase zu erkennen waren.
Wegen der in der Reihe He < Ne < Ar < Kr < Xe zunehmenden Polarisierbarkeit waren “echte” Verbindungen am ehesten beim Xenon zu erwarten und dies natürlich mit dem am stärksten polarisierenden ( elektronegativsten ) aller Elemente, weil dieses die stärkste, energievermindernde Umverteilung in der Elektronenhülle seiner Bindungspartner hervorruft. So war es nur logisch, dass die ersten Edelgasverbindungen Fluorverbindunen des Xenons waren, denen dann – ebenso logisch- Sauerstoff und Chlorverbindungen des gleichen Elements und Fluorverbindungen des Kryptons folgten.
Die Bindefähigkeit der Wasserstoffatome ist im H2 – Molekül so weit erschöpft, dass eine weitere Additionsreaktion nur zu einer schwachen Bindung führen kann, die dem zu Folge auch nur bei niedrigen Temperaturen stabil ist. Beispiele für schwache Bindungen dieser Art sind die unter den Bezeichnungen Van der Waals- Bindung, intermolekulare Wechselwirkung, sowie Kohäsion und Adhäsion bekannten Erscheinungen. Beispiele sind die kondensierten Phasen des Wasserstoffs und anderer Moleküle mit hinreichend erschöpfter Bindefähigkeit.

Die stark polarisierende Wirkung der Halogene macht die Halogenwasserstoffmoleküle zu besseren Alternative im Vergleich zu den entsprechenden homöopolaren Molekülen, was die bekannten Substitutionsreaktionen zur Folge hat. Die durch assymetrische Polarisation bedingte Ladungsverschiebung bedeutet eine zusätzliche Verminderung der Gesamtenergie im Vergleich zur symmetrischen Elektronenverteilung bedeutet.

3. Jede Additionsreaktion schwächt die bereits bestehenden Bindungen und führt bei hinreichendem “Erschöpfungsgrad” zur Substitution.
Ein grobes Richtmaß für das Erschöpfen der Bindefähigkeit ist die als Oktett- oder Edelgasregel bekannte Hilfskonstuktion, die in diesem Verständnis angewendet eine sinnvolle Merkhilfe sein kann. Sie muss jedoch aus Verständnis erwachsen und darf nicht an dessen Stelle treten.

Gruß FKS

[FalconX]

Das ist ja alles schön und gut, man kann ja auch mit Schrödinger für das freie H anfangen, daraus die Quantenzahln ableiten, sich dann H2+ anschaun, usw.

Stoff bei uns der "Theoretischen Chemie"-vorlesung bereits im Master, selbst davor hat man bei uns als Student zwar das "übliche Halbwissen" aber das wars dann auch schon.

Aber nen Schüler eine Diffgleichung erklären?
Das Pauliprinzip aus der Nnichtunterscheidbarkeit 2er Elektronen und der mathematisch daraus folgenden unsymmetrie der Wellengleichung herzuleiten?
Das ist alles definitiv was für ein Chemiestudium.


Also um auf das Thema des Threads zurückzukommen: Wie erklärt man einen Schüler das ganze "richtig", also in einem passenden Modell?

gruß Dennis

[WissensMatrix]

"Aus experimenten folgen diese groben richlinien (oktettregel, elektronegativität, ionen- und molekülbindung usw,) welche von der modernen mathematischen chemie (quantenmechanik...) verbessert und großteils bestätigt worden sind"

so in etwa würde ich das machen. das "eigentliche ding" ist ziemlich kompliziert, aber man kann, solang man keinen großrechner zur hand hat, auch mir einfachen prinzipien viele richtige (und nur wenig falsche) vorhersagen machen.

[Friedrich Karl Schmidt]

Das ist ja alles schön und gut Wie soll ich das verstehen ? Im Moment sehe ich noch fachlichen Dissenz über das , was ich geschrieben habe. Und über fachdidaktische Konzepte zu diskutieren, macht nach meiner Überzeugung keinen Sinn, solange man die fachliche Basis nicht ausdiskutiert hat.
Aber richtig ist m.E. durchaus, dass schon mit der Vorgehensweise beim Atombau eine Weichenstellung auch in Bezug auf das Thema "chemische Bindung" vorgenommen wird.
Wobei es m.E. im Chemieunterricht der Oberstufe eines Gymnasiums weniger darauf ankommt, quantenmechanish korrekt zu rechnen, als mehr darauf, dass man zeigt, warum es notwendig ist, die BOHR'sche Vorstellung zu relativieren und das physikalisch mit Sinn zu erfüllen, was das formale Rechnen so ohne weiteres nicht erkennen lässt.
Und dies tut man nach meiner Überzeugung nicht dadurch, dass man sagt, dass ein Elektron auf einer Bahn wegen der damit verbundenen Beschleunigung den MAXWELL'schen Grundgleichungen der Elektrodynamik zufolge permanent strahlen und in den Kern stürzen müsste. Um anschließend die SCHRÖDINGER - Gleichung zu präsentieren und diese auf das H-Atom anzuwenden . ( Bitte sehen Sie mir nach, dass ich hier verkürze, sondern schon davon ausgehe, dass der Lehrer auch bei diesem Vorgehen kontinuierlich aufbauend vorgeht )
Teilen sie gleichwohl meine Auffassung in Bezug darauf, dass ich diese Vorgehensweise für den Chemieunterricht der gymnasialen Oberstufe für weniger geeignet halte ?

Gruß FKS

[Friedrich Karl Schmidt]

Erst im ersten Semester auf der Uni hab ich begriffen wie Van der Vaals Bindungen zu stande kommen und das sie im Prinzip ja exakt dasselbe sind wie Ionische Bindungen. Hier ist aber meine Sicht eine völlig andere. Prototyp der chemischen Bindung , also insbesondere auch für die zwischenmolekularen Bindungen, ist für mich das H2 - Molekül , meinethalben auch das H2+ - Ion.

Einen m.E. sehr guten Ansatz verdanke ich Viktor WEISSKOPF, der einen Gedankengang mit Berechnung präsentiert hat, der vom Grundzustand des He - Atom ausgehend zum Grundzustand des H2 - Moleküls gelangt, indem man sich vorstellt, die Kernkraft exist Und dort z.B. auch schreibt :
“ Diese Überlegungen machen deutlich, dass die chemische Bindung ein elektrostatischer Effekt ist : die zwei Elektronen sind in ihren Wolken einer doppelt so großen positiven Ladung ausgesetzt als in den Einzelatomen. Diese erhöhte Anziehung ist größer als die Abstoßung zwischen den Kernen und den Elektronen.”
Gleichzeitig erteilt er den abgehobenen Fehldeutungen formalmathematischer Ergebnisse eine deutliche Absage :
“Die chemische Bindung wird häufig als ‘Austauscheffekt‘ beschrieben. Eine solche Formulierung ist jedoch irreführend. Sie bezieht sich auf mathematische Terme in einer ausführlicheren Berechnung, worin zwei Wellenfunktionen auftauchen, die sich bis auf vertauschte Koordinaten nicht unterscheiden. Diese Terme ergeben sich zwangsläufig aus der Forderung des Pauli- Prinzips nach antisymmetrischen Wellenfunktionen und haben keinerlei physikalische Bedeutung. Ein ‘Austausch’ von Elektronen bedeutet in diesen Sinne nur, dass es im Quantenzustand mit Überlappung nicht mehr möglich ist, ein Elektron einem bestimmten Atomkern zuzuordnen.”
[9] V. Weisskopf, So einfach ist Physik, Physik und Didaktik, 1988, S. ) S. 93

Die VAN DER WAALS - Bindung betreffend habe ich gestern einen Beitrag in einem anderen Thread geschrieben. Ich werde mal danach suchen.


Gruß FKS

[Friedrich Karl Schmidt]

Die VAN DER WAALS - Bindung betreffend habe ich gestern einen Beitrag in einem anderen Thread geschrieben. Ich werde mal danach suchen. In diesem Sinne :Zitat von Suppenname
Wenn du dir ein Edelgas-Atom anschaust, siehst du außen erstmal die negativ geladene Elektronenhülle. Viele negative Elektronenhüllen vieler Edelgas-Atome würden sich ohn anziehende Kräfte gegenseitig abstoßen.
So kann man das mMn nicht sagen. Denn diese Betrachtung ignoriert den Atomkern, der sogar dafür sorgt, dass jedes freie, neutrale Atom bei allen Abständen vom Atomkern wie ein schwach positv geladenes Teilchen wirkt.

Womit auch klar sein sollte, dass jede Annäherung von Atomen mit einer Umverteilung von negativer Ladung einhergeht, die mit einer mehr oder weniger großen Abnahme der Energie verbunden ist und zu einen Gleichgewichtsabstand führt, bei dessen Unterschreiten die Energie wieder zunehmen würde, weil ab dort die Abstoßung zwischen den Kernen zu dominieren beginnt
Der Unterschied zwischen der kovalenten Bindung im H2 und der Van der Waals - Bindung zwischen H2 - Molekülen oder auch He - Atomen besteht also im Wesentlichen nur in der Größenordnung der Bindungsenergien und den erheblich verschiedenen Bindungsabständen. Nicht aber in der weit überwiegend elektrostatischen Natur der Bindungen, die der Atombindung und der VAN - DER WAALS - Bindung gemeinsam ist.