Das Dokument stellt eine Zusammenfassung des Themas koordinative Bindungen im Kapitel Bindungen dar. Es handelt sich dabei um eine Kapitel im Fach Chemie für Mediziner. Das fach gehört zum Themenblock 1 (Einführung in Medizin, Mensch und Gesellschaft).
Ausgangsfrage: Wann bilden sich kovalente und wann ionische Bindungen aus?
Elektronegativität
= Fähigkeit eines Atom Bindungselektronen an sich zu ziehen
o Skala von 0-4 (beliebig gewählt)
Minimum: Cs (EN=0,7)
Maximum: F (EN=4,0)
o Struktur
mit steigender Periode nimmt EN ab (zunehmende Elektronenzahl, durch
größeren Atomradius)
mit steigender Gruppenzahl nimmt EN zu (steigende Kernladungszahl)
o EN-Differenz
Aufschluss über Bindungsart
Faustregel (fließende Unterschiede!)
0-0,5 = unpolare kovalente Bindung
beide Bindungspartner teilen sich Elektronen und ziehen
gleich stark an diesen
0,5-1,7 = polare kovalente Bindung
ein Bindungspartner zieht Bindungselektronen stärker zu
sich
1,7 – 3,3 = ionische Bindung
ein Bindungspartner ist viel stärker, sodass er Elektronen
vom anderen Bindungspartner übernimmt)
polare kovalente Bindungen
o EN-Diff. 0,5-1,7
o elektronegativerer Bindungspartner zieht Elektronen stärker zu sich hin
o Molekül wird polarisiert, da die Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen
auf der Seite des elektronegativeren Bindungspartners wahrscheinlicher ist
Auftreten von Partialladungen
Entstehung von Ladungsdipol
o Dipol-Dipol-Wechselwirkungen
= intermolekulare Anziehungskraft zwischen Dipolmolekülen
Wasserstoffbrückenbindungen
= Dipol-Dipol-WW ausgehend von partial positiv geladenem Wasserstoff,
das an ein elektronegativeres Atom gebunden ist
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