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Inhalt 1. Einleitung 2. Wasserstoff 3. Edelgase 4. Halogene 5. Chalkogene 6. Pentele 7. Tetrele 8. Bor
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Vorlesung Chemie der Nichtmetalle

1. Einleitung

1.2. Chemische Bindung in Nichtmetallen und ihren Verbindungen

Für die Art der chemischen Bindung ist immer wichtig:

der an der Bindung beteiligten Partner.
Je nach dem Wert dieser beiden Größen unterscheidet man bekanntlich: Das folgende Dreieck (das sogenannte Ketelaar-Dreieck) gibt am Beispiel von Verbindung aus der 3. Periode die Übergänge der einzelnen Bindungsarten anhand existierender Verbindungen anschaulich wieder:
NaCl
MgCl2 Na2S
AlCl3 MgS NaP
SiCl4 Al2S3 MgP NaSi
PCl3 SiS2 AlP Mg2Si NaAl
SCl2 P4S6 - - MgAl2 NaMg
Cl2 S8 P4 Si Al Mg Na

Oder als echtes Dreieck:

Abb. 1.2.1. Bindungstypen in Verbindungen der 3. Periode SVG

Bei den metallischen Elementen (vgl. Vorlesung Chemie der Metalle) hat man es also je nach Differenz der EN bei den Verbindungen entweder mit Salzen/Ionenkristallen oder mit Legierungen zu tun, während im Fall der Nichtmetalle wegen deren großen Elektronegativitäten entweder kovalente Verbindungen (mit den anderen Nichtmetallen) oder Salze/Ionenkristalle (mit den Metallen) auftreten. Da aber die Metallsalze ausführlich in der Vorlesung Chemie der Metalle behandelt werden, bleibt als Bindungsart, d.h. letztlich als Grund für die Stabilität der Verbindungen der Nichtmetalle untereinander, vor allem die kovalente Bindung übrig, so dass in der folgenden, erstmal nur kurzen Übersicht der Bindungsarten ausführlich nur die kovalente Bindung besprochen werden soll.

Die strukturellen Aspekte der Bindungsarten sind (im Ketelaar-Dreieck) in der Vorlesung Anorganische Strukturchemie z.B. in Kap. 1.2. Chemische Bindung und Strukturchemie ausführlich diskutiert.

Kovalente Bindungen sind stets gerichtet. Aus der organischen Chemie sind die wichtigsten Prinzipien gut bekannt. Das wichtigste Prinzip ist das Erreichen der Oktettregel für alle Bindungspartner. Die Elemente teilen sich jeweils Elektronenpaare, bei Einfachbindungen ein und bei Doppel- und Dreifachbindungen zwei oder drei Elektronenpaare. Zur bindungstheoretischen Erklärung wird ein LCAO-Ansatz gemacht, d.h. die Molekülorbitale werden aus Atomorbitalen zusammengesetzt, wobei jeweils die Symmetrien der Atomzustände angepaßt werden müssen (Bildung sog. symmetrieangepaßter Linearkombinationen, SALCs). Auf den Mitten der Bindungsachsen (!wo wir den Strich für die bindenden Elektronenpaare zeichnen!) können sowohl messend als auch theoretisch erhöhte Elektronendichten festgestellt werden; die Bindungsmitten sind bindungskritische Punkte, d.h. Sattelpunkte der Gesamtelektronendichte).
Wegen der Elementvielfalt, der besonderen Eigenschaften einiger Elemente, der größeren Zahl möglicher beteiligter Atomzustände (z.B. d-Orbitale) und der gelegentlich sehr großen (elektronenreiche Verbindungen) oder kleinen (elektronenarme Verbindungen) Elektronenzahlen müssen diese einfachen Konzepte in der anorganischen Chemie allerdings noch deutlich erweitert werden:

Das Prinzip der kovalenten Bindung also liegt in einem Teilen von Valenzelektronen in einer Weise, daß jeder Bindungspartner die Edelgasschale (8er Schale) erreicht. Trotz der genannten Spezialitäten lassen sich auch in der Anorganischen Chemie die z.T. vielfältigen bzw. komplexen Strukturen und Bindungsverhätnisse z.T. auch mit einfachen Konzepten/Modellen relativ gut verstehen und beschreiben: Im Unterschied dazu brauchen die beiden anderen Bindungsarten im Rahmen dieser Vorlesung nicht näher in Betracht gezogen zu werden. Siehe hierzu Kap. 1.4. der Vorlesung Chemie der Metalle.

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