Kemisk binding

Den kemiske binding er et fysisk-kemisk fænomen, hvorved to eller flere atomer eller ioner fast til kemiske forbindelser er bundet til hinanden. Dette er baseret på det faktum, at det er energisk mere gunstigt for de fleste atomer eller ioner at være bundet til egnede bindingspartnere i stedet for at være til stede som en enkelt (ubundet) partikel.

Grundlaget for bindingen er elektrostatiske interaktioner eller interaktioner mellem elektronerne af to eller flere atomer. I mange tilfælde spiller begge bindingsmekanismer en rolle. Parametre, der er vigtige for at beskrive en binding, og som kan undersøges eksperimentelt, er bindingslængden som et mål for afstanden mellem to atomkerner og bindingsenergien , som angiver styrken af ​​en binding. Den kemiske binding er grundlaget for, at molekyler og dermed kemiske forbindelser kan dannes, og er derfor et af de vigtigste fundament i kemien .

Kemiske bindinger kan opdeles i forskellige typer. I ioniske krystaller dominerer den ioniske binding baseret på elektrostatiske interaktioner , i metaller er den metalliske binding baseret på frit bevægelige elektroner . I modsætning hertil er dannelsen af ​​molekyler og komplekser baseret på lokaliserede bindinger, der er baseret på dannelsen af elektronpar . Inden for de lokaliserede elektronpar- bindinger skelnes der ofte mellem den kovalente binding , hvor hvert atom bidrager med en elektron til bindingen, og den koordinerende binding i komplekser, hvor et elektronpar af en ligand interagerer med en tom orbital i det centrale atom. I særlige tilfælde kan der opstå obligationer med flere centre . Metalliske, ioniske og kovalente bindinger er idealiseringer af kemiske bindinger.

Nogle gange tælles svage interaktioner, såsom Van der Waals-interaktioner , dipolinteraktioner og hydrogenbindingen, blandt de kemiske bindinger. Disse er dog ikke stærke kemiske bindinger, men snarere svage tiltrækningskræfter, der virker mellem individuelle molekyler.

Til beskrivelsen af ​​bindingerne i molekyler er forskellige teorier fremsat inden for teoretisk kemi , men de er alle kun så nøjagtige som muligt tilnærmelsesvis af den aktuelle båndsituation. De inkluderer valensstruktur og molekylær orbital teori .

Obligationer kan opdeles ved at tilføje energi, for eksempel i form af varme eller lys . De resulterende individuelle atomer eller molekyler har ofte en høj tendens til at binde igen. Genbindingen kan finde sted på det tidligere spaltede sted, eller det finder sted ved andre atomer eller molekyler. Dette er et grundlag for kemiske reaktioner .

historie

Udviklingen af ​​forskellige teorier om kemisk binding er tæt knyttet til udviklingen af ​​teorier og eksperimenter med det enkelte atoms form . De første konkrete teorier har været efter opdagelsen af elektron ved JJ Thomson etablerede 1897:e I sin atommodel forestillede Thomson sig, at de kemiske bindinger er baseret på elektrostatiske kræfter, der skabes ved overførsel fra et atom til et andet. Dette førte oprindeligt til den antagelse, at kemiske bindinger altid skal have en polær struktur.

På grund af egenskaberne ved organiske forbindelser, som ikke kunne forklares med polære bindinger, og eksperimenter med kanalstråler , blev det hurtigt klart, at der også skulle være en ikke-polær binding. Gilbert Lewis mistænkte først i 1916, at den ikke-polære binding er baseret på parrede elektroner. Denne teori var også kompatibel med atommodellerne Rutherford og Bohr , som siden havde erstattet Thomsons model.

Med udviklingen af kvantemekanik og frem for alt formuleringen af Schrödinger-ligningen af Erwin Schrödinger i 1926 kunne mere præcise teorier om binding etableres. Den første kvantemekaniske teori blev udviklet med valensstrukturteorien i 1927 af Walter Heitler og Fritz London . Den oprindelige teori var oprindeligt kun for den enkleste molekyle H ₂ ⁺ ion fra to protoner gyldige og en elektron. Linus Pauling udvidede teorien i vid udstrækning ved at introducere orbital og hybridisering, så teorien kunne anvendes på mere komplicerede molekyler.

Også i 1927 etablerede Friedrich Hund og Robert Mulliken den mere præcise molekylære orbitalteori . Dette var oprindeligt kun anvendeligt til enkle molekyler, men blev gradvist udvidet, for eksempel i 1930 af Erich Hückel ved en mere præcis forklaring af flere bindinger med forklaringen af ​​π-bindingen.

Efter at de grundlæggende kvantemekaniske teorier blev etableret, forsøgte forskellige forskere at forklare fænomener observeret i organisk eller uorganisk kemi gennem disse teorier. Vigtige eksempler er ligandfeltsteorien for komplekser , som blev offentliggjort i 1951 af Hermann Hartmann og FE Ilse og 1968 af Robert B. Woodward og Roald Hoffmann etablerede Woodward-Hoffmann-regler, der tillader en bestemt type organiske reaktioner, pericykliske reaktioner baseret på Molekylær orbital teori kunne forstås.

Med udviklingen af computeren fra omkring 1950 blev mere komplicerede teoretiske beregninger af kemiske bindinger mulige. En vigtig udvikling for dette var blandt andet Roothaan-Hall-ligningerne af Clemens CJ Roothaan og George G. Hall i 1951, som er vigtige i Hartree-Fock-metoden . Fra 1964 udviklede Walter Kohn endelig en anden mulighed for den teoretiske beregning af den kemiske binding med densitetsfunktionsteorien . For dette modtog han Nobelprisen i kemi i 1998.

Ionisk binding

Den ioniske binding er en omnidirectional binding med en lang rækkevidde, der har den samme styrke i alle rumlige retninger. Det er den dominerende type binding i salte , dvs. forbindelser af metaller og ikke-metaller , der periodisk er arrangeret i gitter. Når metaller og ikke-metaller reagerer, fører den store forskel i elektronegativitet til en overførsel af valenselektroner af metallet til det ikke-metal og dermed til elektrisk ladede atomer, de såkaldte ioner . Jo større forskellen i elektronegativitet er, desto mere overføres valenselektronerne, og jo mere ionisk er bindingen. Imidlertid er der i alle ioniske bindinger også kovalente dele af bindingen. I tilfælde af svage forskelle er der kun en lille overførsel, og det er nødvendigt at tage begge dele i betragtning, når obligationen beskrives.

Elektrostatiske interaktioner mellem de forskellige ladede ioner er primært ansvarlige for bindingen i ionkrystaller . Teoretisk kan den energiske struktur beskrives godt med gitterenergien . Til dette formål tages der hensyn til de tiltrækkende og frastødende kræfter mellem ionerne såvel som frastødningen af ​​de gennemtrængende elektronskaller, og der tages hensyn til Coulombs lov . Gittertypen er også inkluderet via Madelung-konstanten .

Den ioniske binding er en stærk binding. Typiske værdier for gitterenergier af ioniske stoffer er 787 kJ / mol (8,2  eV ) for natriumchlorid og 3850 kJ / mol (39,9 eV) for det mere stærkt ladede magnesiumoxid (bestemt ved hjælp af Born-Haber-cyklussen ). Dette medfører høje smeltetemperaturer for mange stoffer med en ionisk struktur. Da bindingen ikke er rettet, er den ikke stærkere end mange kovalente bindinger, der kun arbejder inden for et molekyle og ikke mellem et stofs molekyler. Den elektrostatiske natur af den ioniske binding forårsager skørhed af mange ionkrystaller, da ioner med den samme ladning let støder op til hinanden, når der er et skift mellem ionerne, frastødende hinanden og dermed bryder krystallen fra hinanden.

Kovalent binding

Den kovalente binding er den binding, der dominerer i ikke-metalforbindelser og -komplekser . I modsætning til den ioniske binding er den rettet og bundet til et specifikt punkt mellem to individuelle atomer. Undtagelser er multicenterbindingerne , hvor tre eller flere atomer er bundet kovalent, og de delokaliserede π-bindinger , hvor flere bindinger er smeltet sammen i en enkelt sky af elektroner.

Kovalente bindinger er normalt baseret på det, der er kendt som et elektronpar , der er dannet af valenselektronerne i de involverede atomer. For at repræsentere en kovalent binding i en kemisk formel symboliseres den i Lewis-formlen med en linje, undertiden med to prikker. Teoretisk forklares den kovalente binding med to forskellige teorier, den molekylære orbital og valensstrukturteorien. Ældre teorier for komplekser er krystalfeltet og ligandfeltsteorien , men bindingsforholdet i komplekse forbindelser kan forudsiges mere præcist ved hjælp af molekylær orbitalteori.

Styrken af ​​en kovalent binding afhænger af typen af ​​binding, de involverede atomer og bindingslængden . De stærkeste kovalente bindinger er de korte tredobbelte bindinger af elementer fra den anden periode, såsom kulstof , nitrogen eller ilt , så dissociationsenergien for en nitrogen-kvælstof-tredobbeltbinding er 941,7 kJ / mol (9,8 eV). Bindingsenergier for enkeltbindinger er normalt mellem 150 og 500 kJ / mol (ca. 1,5-5 eV), for dobbeltbindinger er bindingsenergier typisk 500-800 kJ / mol (5-8 eV) i den anden periode (OO dobbeltbinding: 493,6 kJ / mol, CO dobbeltbinding: 798,9 kJ / mol), for de svagere dobbeltbindinger i de højere perioder nedenfor.

Valensstrukturteori

Valensstrukturteorien forsøger at beskrive en binding kvantemekanisk . Det er først for brintmolekylet med to protoner, og to elektroner med forskellig spin er blevet fremstillet og kan anvendes ved tilføjelser og forenklinger til komplekse molekyler. For nøjagtige beregninger skal de involverede elektroners bølgefunktioner først etableres. Disse varierer afhængigt af det kredsløb, hvori elektronen er placeret. I modsætning til molekylær orbitalteori ses obligationer normalt individuelt og ikke molekylet som en helhed.

I den simpleste tilnærmelse, den totale bølgefunktion Ψ af H ₂ er molekyle ses som produktet af de to bølgefunktioner de to elektroner.

${\ displaystyle \ Psi = \ Psi _ {\ mathrm {A (1)}} \ cdot \ Psi _ {\ mathrm {B (2)}}}$

A: 1. atom, B: 2. atom, 1: 1. elektron, 2: 2. elektron

Dette tager endnu ikke højde for nogen indflydelse mellem elektronerne og gælder derfor kun for to isolerede brintatomer. For mere præcise resultater for bundne atomer skal udvekslingsenergien medtages, hvilket skyldes, at elektronerne ikke er lokaliseret på et atom, men snarere har en sandsynlighed for at være placeret på begge . Bølgefunktionen kaldes derefter

${\ displaystyle \ Psi = \ Psi _ {\ mathrm {A (1)}} \ cdot \ Psi _ {\ mathrm {B (2)}} + \ Psi _ {\ mathrm {A (2)}} \ cdot \ Psi _ {\ mathrm {B (1)}}}$

skrevet. Med forbedringer, såsom inddragelse af afskærmningen , kan en yderligere tilnærmelse af teorien til den eksperimentelle værdi opnås.

Hybridisering er et vigtigt begreb, der kan bruges til at udvide valensstrukturteori til mere komplekse molekyler . Til dette formål dannes hybridorbitaler fra forskellige typer orbitaler. De bedst kendte er sp ³ hybrid orbitaler dannet af en s og tre p orbitaler , som hovedsageligt bruges til at forklare bindingssituationen i kulstofatomer . De tre p orbitaler i carbonatomet og 2s orbital anvendes til at danne fire identiske sp ³ hybridorbitaler, som er anbragt i et tetraedriske måde og form bindinger til tilstødende atomer. Det er også muligt, at kun en eller to af p-orbitalerne er involveret i hybridiseringen. Så sp eller sp ² dannes hybridorbitaler. Begrebet hybridisering er imidlertid ikke egnet til at forudsige forbindelser med en tidligere ukendt rumlig struktur, da den blev udviklet ved at starte fra den rumlige struktur og blande passende orbitaler på en sådan måde, at de beskriver den virkelige struktur. Derfor kan konklusioner om hybridorbitaler kun drages ud fra den rumlige struktur, men ikke omvendt.

Afhængigt af hvilke orbitaler der er involveret, skelnes der mellem forskellige typer binding. Hvis en binding er rotationssymmetrisk omkring kernekerne-forbindelsesaksen, er den en σ-binding . Dette består normalt kun af s og / eller sp hybrid orbitaler. I sjældne tilfælde dannes en σ-binding af to d _z²- orbitaler. σ-bindinger ligger direkte på forbindelsesaksen mellem atomerne og har intet knudeplan . p-orbitaler danner π-bindinger, der ligger over og under kerneforbindelsesaksen og har et nodalplan. De er vigtige for beskrivelsen af dobbelt- og tredobbeltbindinger . Fire- eller dobbeltbindinger forekommer også meget sjældent , som ud over σ- og π- bindinger har δ-bindinger dannet af d-orbitaler .

Molekylær orbital teori

Ligesom valensstrukturteorien er den molekylære orbitalteori en teori baseret på kvantemekaniske principper. I denne tilgang betragtes atomerne imidlertid ikke særskilt, men der dannes først en molekylær orbital ud fra de enkelte atomorbitaler, hvori elektronerne klassificeres i henhold til Hunds regel og Pauli-princippet .

Molekylære orbitaler dannes ved en lineær kombination af de involverede atomorbitaler ("LCAO-metode"). Den lineære kombination skaber altid to molekylære orbitaler, en binding og en antikondensering, der svarer til addition eller subtraktion af bølgefunktionerne af de to atomorbitaler.

${\ displaystyle \ mathrm {\ \ Psi _ {b} = \ Psi _ {A} + \ Psi _ {B}}}$

Dannelse af den bindende orbital

${\ displaystyle \ mathrm {\ \ Psi _ {a} = \ Psi _ {A} - \ Psi _ {B}}}$

Dannelse af den anti-bindende orbital

• 

  Bølgefunktion af en bindende s orbital

• 

  Bølgefunktion af en antibonderende s orbital

I den bindende molekylære orbital er overlapningsintegralet positivt, hvilket øger elektrondensiteten mellem atomerne. På grund af den øgede elektrondensitet er kernerne bedre afskærmet fra hinanden, hvilket er energisk gunstigt. Der dannes derfor en binding. I antikondensering er overlapningsintegralet dog negativt, der er et nodalplan og en lavere elektrondensitet mellem kernerne. Da dette er energisk ugunstigt, kan der ikke dannes nogen binding.

Den energisk gunstigste afstand mellem to atomer og energigevinst i bindingen sammenlignet med den ubundne tilstand, som bestemmer styrken af bindingen, kan bestemmes i simple systemer såsom H ₂ og H ₂ ⁺ molekyle ifølge LCAO tilnærmelse (Lineær kombination af atomiske orbitaler) kan beregnes omtrent ved hjælp af potentialet . For at gøre dette skal forskellige attraktive og frastødende faktorer tages i betragtning. På den ene side er dette den gensidige frastødning af lignende ladede kerner og, i multi-elektron systemer, såsom H ₂ molekylet, også elektronerne indbyrdes. På den anden side har interaktionerne mellem de positivt ladede kerner og de negativt ladede elektroner en attraktiv virkning og forårsager således en gevinst i energi. En obligation kan kun være stabil, når den potentielle kurve beregnet ud fra disse faktorer viser et minimum.

Hvis bindings- og antikondensorbitalerne i en molekylær orbital er optaget af elektroner, kan bindingsrækkefølgen bestemmes. Til dette formål trækkes antallet af elektroner i de antikondenserende molekylære orbitaler fra antallet af bindende molekylære orbitaler. Hvis den teoretiske bindingsrækkefølge er nul , som i tilfældet med He _2- molekylet, er molekylet ustabil, og molekylet holdes kun sammen af ​​de svage van der Waals-interaktioner.

• 

  HOMO (binding) af π-bindingen i eten

• 

  LUMO (antibinding) af π-bindingen i eten

Krystalfelt og ligandfeltteori

Krystalfeltteorien og dens forlængelse, ligandfeltteorien, forsøger at forklare bindingssituationen i komplekser , dvs. forbindelser med et metalcenter, normalt et overgangsmetal , og omgivende ligander , ikke-metalatomer eller små molekyler, såsom chlorid eller vand .

I modsætning til de fleste molekyler spiller metalatomets d-orbitaler en afgørende rolle i bindingen i komplekser. Energien af ​​disse påvirkes af elektrostatiske interaktioner med liganderne. Afhængig af kompleksets geometri øges de enkelte orbitalers energi i forskellige grader. Derfor er degenerationen af ​​de forskellige orbitaler afskaffet, og orbitalenergierne opdeles, hvilket er typisk for hver kompleks geometri. Opdelingen styrker afhænger af typen af ​​central ion, dens oxidationstilstand , kompleksets geometri og typen af ​​ligander. Deres forskellige evne til at opdele energi er specificeret i den spektrokemiske serie .

Mange egenskaber ved komplekser kan forklares godt med krystalfeltteorien. På denne måde kan farven, de magnetiske egenskaber og stabiliteten af ​​komplekser forudsiges. Teorien er dog begrænset, da den specielle styrke af kulilte som en ligand og den nefelauxetiske virkning ikke kan forklares ved hjælp af krystalfeltteori. Mere præcise resultater leveres af den molekylære orbitalteori, hvor ikke kun d-orbitalerne i det centrale atom, men alle involverede orbitaler er inkluderet i beregningerne.

Samhørighed

Sammenhængen, dvs. antallet af bindinger, som et atom kan danne, bestemmes af orbitalerne. Ifølge ædelgasreglen er det fordelagtigt at danne fuldt besatte eller tomme orbitaler. Desuden større d og f orbitaler danner energetisk gunstige halvt besatte orbitaler (d ⁵ og f ⁷ konfiguration), hvor alle orbitaler er besat af en elektron med en parallel centrifugering . Dette er grunden til, at et atom normalt accepterer så mange elektroner fra nærliggende atomer og danner bindinger, indtil det har nået den ædle gaskonfiguration . Da det maksimale antal valenselektroner, som et atom i den anden periode kan nå, er otte, bruges oktetreglen ofte . For eksempel har ilt i sig selv seks valenselektroner og kan absorbere to mere. Følgelig danner den normalt to bindinger med andre atomer; den stabile oxidion er dobbelt negativt ladet ved at acceptere to yderligere elektroner.

Metallisk binding

I den metalliske binding er der, i modsætning til den ioniske eller kovalente binding, frit bevægelige elektroner, der ikke er bundet til et specifikt atom. En simpel model er den for elektrongassen , hvor valenselektronerne danner en negativt ladet "gas", der fuldstændigt omgiver de positivt ladede "atomkerner" i et metalgitter og tager sig af ladningsbalancen. Energiforøgelsen, når der dannes en metalbinding, skyldes primært den stærke reduktion i partiklernes kinetiske energi i elektrongassen. Et stabilt metallisk gitter er resultatet af overlejringen og summeringen af ​​frastødningen mellem atomkernerne og tiltrækningen mellem elektrongassen og de positivt ladede metalkationer i en ligevægtsafstand mellem atomkernerne . I fast tilstand er disse arrangeret i nærmest mulig pakning; ca. 60% af alle metaller krystalliserer i den sekskantede eller kubiske nærmeste pakning af kugler .

En mere præcis model af den metalliske binding er båndmodellen afledt af molekylær orbitalteori , som hovedsageligt bruges til at beskrive metaller, men kan også forklare salte og halvledere . I processen dannes bindende og antifondende molekylære orbitaler fra valensorbitalerne. På grund af Pauli-princippet har hver atombane en lidt anden energi, så de molekylære orbitaler i metallet danner bredbånd. Båndene dannet af forskellige molekylære orbitaler kan overlappe hinanden, eller der dannes båndhuller mellem dem.

Elektronerne fylder båndene op til et bestemt niveau, Fermi-niveauet . Hvis dette ligger inden for et bånd, kræves næsten ingen energi til overgangen af ​​en elektron fra det besatte til det ubesatte niveau, og et metal med den typiske ledningsevne er til stede. Hvis Fermi-niveauet er i et båndgab, er denne enkle overgang af en elektron til ledningsbåndet ikke længere mulig, stoffet er ikke ledende. I tilfælde af små båndhuller er det imidlertid muligt, at elektronerne stadig kan overvinde hullet på grund af eksternt input af energi, for eksempel i form af varme, og et sådant stof bliver ledende. Disse stoffer kaldes derfor halvledere.

Svage bånd

Svage bindinger tælles undertiden også blandt bindingerne, men er faktisk ikke bindinger inden for molekyler, men interaktioner, der virker mellem forskellige molekyler og kan brydes med et lavt input af energi. Som regel er den kinetiske energi fra atomer og molekyler tilstrækkelig til at bryde en sådan binding igen efter meget kort tid.

Den stærkeste af de svage bindinger er hydrogenbindingen . Dette dannes mellem hydrogenatomer bundet til nitrogen, ilt eller fluor og på grund af den store elektronegativitetsforskel stærkt positivt delvist ladede hydrogenatomer og frie elektronpar af disse grundstoffer. Den bedst kendte forbindelse, der danner hydrogenbindinger, er vand . Men ammoniak , hydrogenfluorid og andre forbindelser, der har NH- eller OH-bindinger, såsom aminosyrer eller DNA , er også i stand til at gøre dette. På grund af sin styrke påvirker hydrogenbindingen et stofs egenskaber stærkt. Deres virkning mellem vandmolekyler er blandt andet ansvarlig for vandets usædvanligt høje smeltepunkt .

Betydeligt svagere er Van der Waals-interaktionerne , hvorunder forskellige fænomener såsom London-kræfter og dipol-dipol-interaktioner er opsummeret. Disse kræfter kan forklares med spontane og inducerede dipoler eller permanente dipoler, der virker mellem molekylerne i de respektive stoffer. Derfor kan stoffer, der indeholder ikke-polære molekyler, også være til stede som væsker eller faste stoffer under standardbetingelser .

Teoretiske beregninger

For undersøgelsen af ​​obligationer, ud over måling af materielle egenskaber, hvorfra der kan drages konklusioner om obligationens egenskaber, er teoretiske beregninger af stor betydning. Forsøget gøres for at løse Schrödinger-ligningen, der er oprettet for et givet system . Da disse beregninger ikke kan udføres i lukket form selv for enkle molekylære systemer (i det mindste uden drastiske tilnærmelser ) og normalt er numerisk komplekse, udføres de generelt ved hjælp af passende computerprogrammer. De såkaldte ab initio- metoder bruges ofte , som klarer sig uden empiriske parametre. En metode, der også bruges til mere komplekse systemer, er Hartree-Fock-metoden . Målet her er at bruge de enkelte elektroners bølgefunktioner til at beregne den samlede bølgefunktion af elektronerne i systemet, dvs. et molekyle, for eksempel. Til dette formål indstilles produktet af de enkelte orbitaler i form af Slater-determinanten . I henhold til Rayleigh-Ritz-princippet er den energi, der beregnes ved hjælp af Slater-determinanten, altid større end eller lig med systemets faktiske energi. Minimumsenergien kan derefter beregnes ved at variere orbitalerne. Et antal såkaldte post-Hartree-Fock-metoder er baseret på Hartree-Fock-metoden, som ofte er utilstrækkelig nøjagtig til kvantitative formål .

En anden teori, der kan bruges til at studere obligationer, er densitetsfunktionel teori . I modsætning til Hartree-Fock-metoden beregner den ikke med de enkelte elektroners bølgefunktioner, men med elektrondensiteten .

Måling af bindingsegenskaber

Type og styrke af kemiske bindinger kan ikke observeres direkte, men skal afledes af et stofs egenskaber. Materielle egenskaber, der giver information om arten af ​​en binding, er for eksempel smeltepunkt , glans , optiske egenskaber eller duktilitet i en forbindelse. Et højt smeltepunkt, skørhed eller optisk gennemsigtighed er tegn på en ionbinding, mens metallisk glans, opacitet og duktilitet indikerer metalliske bindinger. På den anden side har kovalent strukturerede forbindelser ofte et lavt smeltepunkt og er derfor ofte i flydende eller gasformig tilstand. Disse egenskaber er imidlertid ikke klare, så diamant har egenskaber som optisk gennemsigtighed og et højt smeltepunkt, som indikerer ionbindinger, men består fuldstændigt af kovalente bindinger.

For en mere detaljeret undersøgelse af bindingen skal bindingslængden og bindingsenergien såvel som geometrien af en forbindelse bestemmes. Undersøgelsesmetoder til bestemmelse af disse egenskaber varierer afhængigt af forbindelsestype og fysisk tilstand. De vigtigste metoder til bestemmelse af bindingslængden i faste stoffer er røntgen- og neutrondiffraktion . De kan bruges til at bestemme positionerne for de enkelte atomer i krystallen og dermed afstandene og bindingsvinklerne til hinanden. Disse metoder kan dog kun bruges med faste stoffer, ikke med væsker eller gasser. I tilfælde af simpelthen strukturerede gasformige molekyler kan en bindingslængde beregnes ud fra rotationsspektre ved hjælp af inertimomentet . Da geometrien også har indflydelse på inertimomentet, kan den også afledes fra rotationsspektrene.

Den nøjagtige bindingsenergi kan ikke bestemmes eksperimentelt. Det bestemmes omtrent fra dissociationsenthalpierne af de mest enkle mulige molekyler; for nøjagtige teoretiske værdier skal der tages højde for yderligere faktorer såsom nulpunktsenergi , rotationsenergier eller volumenarbejde . Vibrationsspektroskopi kan bruges til at bestemme entalpi af dissociation . Ligesom bindingsenergien i en kovalent binding kan gitterenergien i en ionforbindelse ikke måles direkte. Det beregnes indirekte ved hjælp af Born-Haber-cyklussen .

Oplysninger om bindinger kan også fås fra kinetiske undersøgelser såsom kollisions- og spredningseksperimenter i molekylstrålen . Disse kan bruges til at bestemme potentielle områder af molekyler og dermed styrken af ​​en binding og den mest gunstige afstand mellem to atomer.

litteratur

• Indtastning af kemisk binding. I: Römpp Online . Georg Thieme Verlag, adgang den 26. maj 2014.
• James E. Huheey, Ellen A. Keiter, Richard L. Keiter: Uorganisk kemi. 3. Udgave. de Gruyter, Berlin 2003, ISBN 3-11-017903-2 .
• AF Holleman , E. Wiberg , N. Wiberg : Lærebog i uorganisk kemi . 102. udgave. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1 .
• Werner Kutzelnigg : Introduktion til teoretisk kemi, del II: Den kemiske binding. Wiley-VCH, Weinheim 2002, ISBN 3-527-30609-9 .
• Joachim Reinhold: Quantum Theory of Molecules. 3. Udgave. Teubner, Wiesbaden 2006, ISBN 3-8351-0037-8 .
• Linus Pauling : Naturen af ​​den kemiske binding. 2. Genoptryk af 3. udgave fra 1960, oversat fra engelsk, Wiley-VCH, Weinheim 1988, ISBN 3-527-25217-7 .

Weblinks

• Kemiske bindinger. I: Kemisiden. Christoph Tornau, adgang til 9. juni 2009 (omfattende forklaringer på kemiske bindinger).  (privat side)
• Typer af kemiske bindinger med forklaringer og illustrationer. (privat side)
• Video-tutorials om kemiske bindinger - de vigtigste typer af bindinger såvel som intermolekylære interaktioner forklares i forskellige videoer (privat side)

Individuelle beviser

1. ^ ^{A b c} William H. Brock: Viewegs kemiske historie. Vieweg, Braunschweig 1997, ISBN 3-540-67033-5 , s. 292-319.
2. ↑ ^{a b} Friedrich Hund: Tidlig historie om kvantemekanisk behandling af den kemiske binding. I: Angewandte Chemie 89, 1977, s. 89-94 ( doi: 10.1002 / anie.19770890206 ).
3. ↑ ^{a b} Werner Kutzelnigg: Introduktion til teoretisk kemi, del II: Den kemiske binding. Wiley-VCH, Weinheim 2002, ISBN 3-527-30609-9 , s. 4-7.
4. ^ Walter Kohn: Elektronisk struktur af stof - bølgefunktioner og densitetsfunktioner . Nobelprisforedrag, 1999. ( pdf )
5. ↑ Peter W. Atkins, Julio de Paula: Fysisk kemi. 4. udgave. Wiley-VCH, Weinheim 2006, ISBN 3-527-31546-2 , s. 1129.
6. ↑ ^{a b} James E. Huheey, Ellen A. Keiter, Richard L. Keiter: Uorganisk kemi. 3. Udgave. de Gruyter, Berlin 2003, ISBN 3-11-017903-2 , s. 480.
7. ↑ ^{a b} James E. Huheey, Ellen A. Keiter, Richard L. Keiter: Uorganisk kemi. 3. Udgave. de Gruyter, Berlin 2003, ISBN 3-11-017903-2 , s. 1164–1167.
8. ↑ Werner Kutzelnigg: Introduktion til teoretisk kemi, del II: Den kemiske binding. Wiley-VCH, Weinheim 2002, ISBN 3-527-30609-9 , s. 63 ff.
9. ↑ RE Grisenti, W. Schöllkopf, JP Toennies, GC Hegerfeldt, T. Koehler, M. Stoll: Bestemmelse af bindingslængden og bindingsenergi af heliumdimeren ved diffraktion fra et transmissionsgitter. I: Phys. Præst Lett. 85, nr. 11, 2000, s. 2284-2287 ( doi: 10.1103 / PhysRevLett.85.2284 ).
10. ^ Siegfried Hunklinger: Solid State Physics. Oldenbourg Wissenschaftsverlag, 2007, ISBN 978-3-486-57562-0 , s.25 .
11. ^ Hans P. Latscha, Helmut A. Klein, Klaus Gulbins: Kemi for laboratorieteknikere og kemiske teknikere. 2. Generel og uorganisk kemi. 2. udgave. Springer, 1992, ISBN 3-540-55164-6 , s. 61-63.
12. ↑ Indtastning på Hartree-Fock-metoden. I: Römpp Online . Georg Thieme Verlag, adgang den 3. januar 2015.
13. ↑ Indtastning af densitet funktionel teori. I: Römpp Online . Georg Thieme Verlag, adgang den 3. januar 2015.
14. ↑ James E. Huheey, Ellen A. Keiter, Richard L. Keiter: Inorganische Chemie. 3. Udgave. de Gruyter, Berlin 2003, ISBN 3-11-017903-2 , s. 1155-1159.
15. ^ Dudley R. Herschbach: Molekylær dynamik af kemiske grundlæggende reaktioner (Nobelforelæsning). I: Angewandte Chemie 99, nr. 12, 1986, s. 1251-1275 ( doi: 10.1002 / anie.19870991206 ).

Denne artikel blev tilføjet til listen over fremragende artikler den 13. juni 2009 i denne version .