2.2.5 Merkpunkte zu Kapitel 2.2: Bindungstypen und Eigenschaften

Man kann vier Bindungstypen unterscheiden:
  • Ionische Bindung
  • Kovalente Bindung
  • Metallbindung
  • Sekundärbindungen
 
Edelgaskonfiguration
Treibende Kraft für alle Bindungen ist die Möglichkeit der Energieabsenkung durch Annäherung an "abgeschlossene" Schalen oder Orbitale (Edelgaskonfiguration) plus evtl. daraus folgende Coulombanziehung.  
Die "Entfernung" von der Edelgaskonfiguration bestimmt, was "passiert".  
     
Die anziehenden Kräfte der Ionenbindung sind rein elektrostatisch. Das zugehörige Potential ist das Coulomb Potential (mit Madelungkonstante).  
Ionenkristalle
 
Ionenkristalle haben typischerweise starke Bindungen, sind Nichtleiter und durchsichtig, da keine freien Elektronen vorhanden sind.  
   
Merke:
  • Elektrische Leitfähigkeit beruht auf freien, d. h. im Kristall beweglichen Elektronen.
  • Photonen ("Lichtteilchen") interagieren nur mit freien Elektronen.
 
       
In kovalenten Bindungen "teilen" sich die Bindungspartner einen Mangel an Elektronen.  
kovalente Bindung im Wassermolekül
Sind die Elektronen in anderen als s-Orbitalen, sind die Bindungen automatisch gerichtet.  
Kovalente Bindungen sind ypischerweise starke bis sehr starke Bindungen.  
Es sind typischerweise keine freien Elektronen vorhanden, d.h. kovalent gebundene Materialien sind durchsichtige Isolatoren.  
Aber: Halbleiter sind meist auch kovalent gebunden. Freie Elektronen entstehen durch thermische Energie kBT und durch Defekte.  
       
In metallischen Bindungen werden überschüssige Elektronen an den Kristall abgegeben.  
Metallbindung
Die positiv geladenen Ionenrümpfe sitzen wie Rosinen im Teig des Elektronengases. Die Bindungsstärke reicht von sehr schwach (z. B. Hg, Ga) zu sehr stark (z. B. W, Ta).  
Metalle haben also eine Dichte an freien Elektronen in der Größenordnung der Atomdichte.  
Metalle sind leitfähig und undurchsichtig.  
         
Sekundäre Bindungen sind relativ schwach (und ermöglichen damit "das Leben" bei Raumtemperatur; (kBT)RT » 1/40 eV).  
SiO2-Bindung
ionisch : kovalent » 50 : 50
gemeinsame Elektronen sind eher beim O
Þ O ist neg. geladen
Wichtig sind Dipol-Dipol-Bindungen (Van-der-Waals-Bindungen) und die Wasserstoffbrückenbindung.  
Im allgemeinen Fall treten Bindungen gemischt auf, z. B. SiO2: ionisch : kovalent » 50 : 50  
       
Aufgaben:    
     
Fragebogen
Einfache Fragen zu 2.2
   
     
Hier noch ein "Multiple Choice"-Test, der etwas über den Stoff hinausgeht – man kann's ja aber mal probieren!    
         
Fragebogen
"Multiple Choice"-Fragen zu 2.2
   
     

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