Wie viele Wasserstoffbrückenbindungen kann ein einzelnes Wassermolekül ausbilden?
Hi , brauche für Chemie dringend eure Hilfe !
Danke schon mal im Vorraus.
LG
2 Antworten
Moin,
deine oben gestellte Frage ist nicht ganz leicht zu beantworten... Das kommt darauf an. Zwischen einer und drei würde ich sagen. Warum das nicht ganz eindeutig zu beantworten ist, erkläre ich dir auch gern, aber im Kommentar zu qavvsed hast du auch noch generell nach Bindungsformen gefragt. Darum fange ich damit mal an:
1) "Echte" Bindungen
a) Die Ionenbindung
Sie entsteht, wenn Atome Elektronen abgeben und dadurch zu einem positiv geladenen Kation werden oder Elektronen aufnehmen und dadurch zu einem negativ geladenen Anion werden. Kationen und Anionen sind echte Ladungsträger (Ionen), das heißt, sie besitzen eine elektrische Ladung. Unterschiedlich geladene Ionen ziehen sich elektrostatisch an (gleich geladene Ionen stoßen sich dagegen ab). Die Ladung eines Ions wirkt in alle Raumrichtungen. Darum umgibt sich ein Kation ringsum mit so vielen Anionen, wie Platz ist (und die Anziehungskraft des Kations größer ist als die zunehmende Abstoßungskraft der gleich geladenen und sich annähernden Anionen). Umgekehrt sammeln sich auch um jedes Anion so viele Kationen, wie Platz vorhanden ist. Darum bildet sich ein so genanntes Ionengitter aus, das letztlich in der Regel zu einem hochgeordneten Riesenmolekül (einem Kristall) führt. Diese Bindungsform ist typisch für Reaktionen zwischen Metallen und Nichtmetallen. Ionenbindungen gehören zu den starken Bindungen.
b) Atombindungen (= Elektronenpaarbindung = kovalente Bindung)
Diese Bindung entsteht, wenn Atome Valenzelektronen (das sind die Elektronen im äußeren Hauptenergieniveau - HEN, "Schale") nicht abgeben bzw. aufnehmen, sondern zu bindenden Elektronenpaaren vereinen. Ein bindendes Elektronenpaar besteht also aus zwei Elektronen, wobei jeder Bindungspartner (i.d.R.) jeweils ein Elektron beisteuert, aber das bindende Elektronenpaar dann jeweils beiden Bindungspartnern gleichzeitig gehört. Das bindende Elektronenpaar befindet sich zwischen den Bindungspartnern und führt damit zu einer gerichteten Bindung (ist in eine Raumrichtung festgelegt). Manche Atomrümpfe können auch mehrere Atombindungen zueinenander ausbilden (maximal drei!). Dann spricht man von Mehrfachbindungen. Das ändert allerdings nichts daran, dass jede einzelne Bindung von jeweils einem Elektronenpaar gebildet wird. Der Name "Atombindung" macht deutlich, dass hier (im Gegensatz zur Ionenbindung) keine echten Ladungen auftreten, sondern Atomrümpfe miteinander verbunden sind. Die Bezeichnung "Elektronenpaarbindung" zielt darauf ab, dass hier gepaarte Elektronen geteilt werden, während "kovalente Bindung" ausdrückt, dass hier Valenzelektronen miteinander kooperieren. Auch dieser Bindungstyp gehört zu den starken Bindungskräften. Sie ist typisch für Verbindungen von zwei Nichtmetallen.
c) Polare Atombindungen
Die durch eine Atombindung miteinander verbundenen Atomrümpfe ziehen an dem bindenden Elektronenpaar. Das tun sie allerdings nicht mit der gleichen Stärke. Ein Maß für die Stärke, mit der ein bindendes Elektronenpaar angezogen wird, ist die so genannte Elektronegativität (EN). Je größer die EN, desto stärker werden bindende Elektronenpaare angezogen. Wenn zwei Bindungspartner aber ungleich stark am bindenden Elektronenpaar ziehen, dann liegt der Ladungsschwerpunkt dieses Elektronenpaares nicht in der Mitte zwischen den Bindungspartnern, sondern näher am stärker Ziehenden. Weil aber Elektronen negativ geladen sind, zieht der elektronegativere Partner mit dem Bindungselektronenpaar auch diese Ladung etwas stärker zu sich heran. Das führt dazu, dass der stärker Ziehende eine gewisse negative Teilladung erhält (= Partialladung). Umgekehrt wird der weniger elektronegative Bindungspartner teilweise positiv geladen, weil ja die Bindungselektronen von ihm weggezogen werden. Dadurch entsteht also eine Bindung, die zwei Pole aufweist: ein Pol ist etwas negativer geladen (hat eine negative Partialladung), der andere ist leicht positiviert (hat eine positive Partialladung). Man spricht daher auch von polaren Atombindungen. Je größer der Unterschied in den EN-Werten zweier Bindungspartner ist, desto stärker polar ist die Bindung. Als grobe Faustregel kannst du dir merken:
EN-Differenz 0,0 bis 0,4 => unpolare Atombindung
EN-Differenz 0,5 bis 1,1 => polare Atombindung
EN-Differenz 1,2 bis 1,7 => stark polare Atombindung
EN-Differenz 1,8 oder mehr => Ionenbindung
Okay, weiter im Kommentar...
So, da bin ich wieder...
e) Metallische Bindung
Die handele ich mal kurz ab: Es gibt im Wesentlichen zwei Hypothesen: das Elektronengas-Modell und das Energiebänder-Modell. Bei ersterem geht man davon aus, dass sich die positiv geladenen Rümpfe von Metallatomen an relativ festen Gitterplätzen aufhalten, während sich die Valenzelektronen relativ frei zwischen den Rümpfen zu einem so genannten Elektronengas vereinen. Damit wären viele typisch metallische Eigenschaften erklärt: Der metallische Glanz kommt durch das ausgedehnte Elektronensystem zustande, die elektrische Leitfähigkeit ebenso. Der feste Aggregatzustand und die Stabilität ergibt sich aus dem einerseits kristallähnlichen Aufbau der Atomrümpfe und dem Zusammenhalt der positiven Rümpfe und dem beweglichen negativen Elektronengas. Die Verformbarkeit ist erklärbar mit dem aneinander Vorbeigleiten von Rümpfen und Elektronengas.
Da das "Elektronengas" irgendwie ein schwer greifbarer Aspekt in diesem Modell ist, wurde nach einer anderen bzw. genaueren Erklärung gesucht. Im Energiebändermodell geht man davon aus, dass sich die Aufenthaltsräume für Elektronen verändern, wenn sich zwei Atome einander annähern. Aus den Atomorbitalen werden Molekülorbitale. Oder anders gesagt, die Atomorbitale spalten auf. Wenn man ein Orbitalniveau von zwei Atomen kombiniert, ergeben sich zwei neue Niveaus. Kombiniert man ein Niveau von drei Atomen ergeben sich sechs neue Niveaus usw. Die Niveaus liegen zum Teil über und zum Teil unter dem ursprünglichen Niveau. Kombiniert man nun viele, viele Atomniveaus miteinander, spalten die Niveaus so auf, dass sich praktisch so viele neue Niveaus bilden, dass sie so eng beieinander liegen, dass sie wie ein Energieband wirken. In diesem Energieband können sich die Elektronen daher mehr oder weniger frei bewegen. Es ist wohl klar, dass sich eine Metallische Bindung zwischen Metallatomen ausbildet. Außerdem gehört auch die metallische Bindung zu den starken Bindungsformen. So viel dazu...
Bisher haben wir nur Bindungsformen betrachtet, die zwischen einzelnen oder einigen Atom(rümpf)en ausgebildet werden und die alle relativ stark sind. Kommen wir nun zu den intermolekularen Wechselwirkungen...
2) Intermolekulare Wechselwirkungen
Die Bezeichnung meint eigentlich nichts anderes als Bindungsformen zwischen Molekülen (intermolekular = zwischen Molekülen).
a) Wassersoffbrückenbindungen
Wasserstoffbrückenbindungen (WSBB) entstehen, wenn in einer Lösung einerseits Wasserstoffe als Bindungspartner auftreten, die aufgrund polarer Atombindungen positiviert sind (vgl. oben) und andere Bindungspartner, die über freie Elektronenpaare verfügen (zum Beispiel Sauerstoff, Stickstoff oder Fluor...). Nimm als Beispiel Wasser: Ein Wassermolekül besteht aus einem Sauerstoff, an den zwei Wasserstoffe gebunden sind. Die beiden Atombindungen zu den Wasserstoffatomen zieht jeweils der Sauerstoff stärker zu sich heran. Dadurch entsteht bei ihm ein negativer Teilladungsschwerpunkt. Die beiden Wasserstoffatome sind dagegen jeweils positiviert. Da Wasser ein gewinkelt gebautes Molekül ist, entsteht sogar ein Dipol, weil die Ladungsschwerpunkte auf zwei Seiten des Moleküls verteilt liegen. Nun verfügt der Sauerstoff auch noch über zwei freie Elektronenpaare. Dadurch kann der Sauerstoff mit diesen freien, nichtbindenden Elektronenpaaren zu einem positivierten Wasserstoffatom eines anderen Wassermoleküls "eine Brücke schlagen", das heißt, der Sauerstoff stellt eines seiner freien Elektronenpaare vollständig dem positivierten Wasserstoffatom eines anderen Wassermoleküls zur Verfügung.
HO–H- -OH2
Wenn's ganz krass kommt, könnte sich der anvisierte Wasserstoff auch von seinem ursprünglichen Bindungspartner lösen, wodurch ein Hydroxidion und ein Oxoniumion entstünden:
HO^- + H3O^+
Das bezeichnet man als Autoprotolyse von Wasser. Wie auch immer, Die Wasserstoffbrückenbindung ist keine besonders starke Bindung. Aber immerhin ist sie stark genug, um dafür zu sorgen, dass eine Verbindung wie Wasser, die aus so kleinen und leichten Molekülen besteht, trotzdem unter Normalbedingungen flüssig und nicht wie zu erwarten gasförmig ist.
Jetzt können wir auch noch einmal deine Ausgangsfrage betrachten. Jedes Wassermolekül verfügt über zwei positivierte Wasserstoffatome und zwei freie, nichtbindende Elektronenpaare am Sauerstoff. Das bedeutet, dass jedes Wassermolekül theoretisch vier Wasserstoffbrücken zu anderen Molekülen ausbilden könnte. Weil aber sterische Gründe (das heißt bestimmte räumliche Gegebenheiten) und die Lage des Wassermoleküls (Oberfläche, Rand, Mitte) eine Rolle spielen, würde ich sagen, dass nur äußerst selten diese vier WSBB tatsächlich zustande kommen. Darum schrieb ich oben: "Schwer zu sagen... ein bis drei würde ich sagen..."
Weiter im nächsten Kommentar...
und der Rest...
b) Dipol-Dipol-Wechselwirkungen
Wenn sich die Ladungsschwerpunkte, die durch polare Atombindungen entstehen, nicht gleichmäßig über ein Molekül verteilen, sondern die Geometrie des Moleküls so ist, dass eine Seite teilweise negativ, die gegenüberliegende aber teilweise positiv geladen ist, spricht man von einem Dipol (Dipol = zwei Pole). Unterschiedliche Ladungen ziehen sich an (s. Ionenbindung oben). Das gilt auch für unterschiedliche Partialladungen. Darum besteht in Dipolmolekülen eine gewissen Anziehung zwischen den Molekülen. Die Dipol-Dipol-Wechselwirkung ist nicht zu verwechseln mit der Wasserstoffbrückenbindung. So bilden Wassermoleküle untereinander sowohl Wasserstoffbrückenbindungen als auch Dipol-Dipol-Wechselwirkungen aus, weshalb Wasser bei 20°C flüssig ist. Im Hydrogenchlorid-Molekül (HCl) werden nur Dipol-Dipol-Bindungen ausgebildet, weshalb "Chlorwasserstoff" bei 20°C gasförmig ist. (Dass HCl keine WSBB ausbildet hängt wahrscheinlich mit seiner Geometrie zusammen; theoretisch spricht nämlich eigentlich nichts dagegen, dass WSBB ausgebildet werden könnten).
c) London-Kräfte (van-der-Waals-Kräfte i.e.S.)
Die bisher betrachteten intermolekularen Wechselwirkungen waren stets durch verschiedene Ladungsschwerpunkte geprägt, die sich aufgrund von unterschiedlichen EN-Werten und daraus resultierenden polaren Atombindungen ergaben. Aber ein gewisser Zusammenhalt ist auch bei solchen Molekülen festzustellen, die unpolare Atombindungen und somit keine permanten Dipolmomente besitzen. Bei solchen Molekülen kann es nämlich auch dazu kommen, dass sich die Elektronen nicht vollkommen gleichmäßig über das Molekül verteilen, sondern quasi hin und her "schwappen". Wenn das passiert, gibt es vorübergehende Ungleichgewichte in der Verteilung des Ladungsschwerpunktes. Wenn nun ein solches Molekül mit einer vorübergehenden Ungleichverteilung der Ladung in die Nähe eines anderen Moleküls kommt, nimmt der vorhandene Ladungsschwerpunkt Einfluss auf die Ladungsverteilung des benachbarten Molekül. Vereinfacht gesagt, die vorübergehend herrschende Elektronenansammlung in dem einen Molekül drückt die Elektronenverteilung im anderen Molekül von sich weg und sorgt so für eine ebenfalls vorübergehende Ungleichverteilung im zweiten Molekül. Man sagt dann, dass ein vorübergehend vorhandener Dipol in einem Molekül einen vorübergehenden Dipol in einem anderen Molekül erzeugt (induzierter Dipol). Da nun beide Moleküle in vergleichbarer Weise einen Dipol darstellen, ziehen sie sich an. Diese Anziehungskraft währt nicht lange, ist aber dennoch stark genug, dass sie spürbar werden kann. Man bezeichnet sie als London-Kraft oder van-der-Waals-Kraft.
So, jetzt hast du mal einen relativ umfassenden Überblick über die verschiedenen Bindungstypen erhalten. Ich hoffe es hat dich nicht allzu sehr erschlagen. Es ist mal wieder viel ausführlicher geworden als ursprünglich geplant...
LG von der Waterkant.
Wertigkeiten
Wasserstoff: I (H) Sauerstoff: II (O)
Die Wertigkeiten müssen sich ausgleichen d.h.
2xH + O (-> H²O)
Also Hat man 4 wasserstoffbrücken atome ;)
qavvsed
Danke , ;)
Könntest du mir auch sagen , was zwischenmolekulare Wechselwirkungen sind ?
Anziehungskräfte zwischen Ionenladungen Intermolekulare Wecheslwirkungen Dipol-Dipol Wechselwirkungen Atombindungen Ionenbidungen oder Wasserstoffbrückenbindungen
Es gibt intermolekulare und intramolekulare Wechselwirkungen:
Intramolekulare Wechselwirkungen (Wechselwirkungen in einem Molekül):
Atombindungen: Bindungen zwischen Nichtmetallen, mit Hilfe der Valenzelektronen entstehen eins oder mehrere Elektronenpaare, die die Atome binden. Z.B. (ohne Außenelektronen) H-H und C=C
Ionenbindungen: Elektrisch geladene Bindung, die aus einem Kation (+ geladen) und einem Anion (- geladen) besteht. Die negative Ladung entsteht durch Elektronenüberschuss (Anion), die positive dur Elektronenmangel (Kation). (Das ist die Ionenladung. Sie kann auch 2-Fach positiv oder 2- Fach negativ sein, das heißt, 2 Elektronen zu wenig/ zu viel)
Intermolekulare Wechselwirkungen (Wechselwirkungen zwischen Molekülen):
Dipol- Dipol: Haben die Atome der durch Atombindungen gebundenen Atome eine stark unterschiedliche Elektronegativität, ist das ein Dipol- Molekül. Dipole haben immer einen positiv polarisierten und negativ polarisierten Teil. Deswegen halten sie besonders gut zusammen. HCl ist ein Dipol: Das H ist + polarisiert und das Cl -. (+-) soll jetzt mal ein HCL Molekül darstellen: (+-)(+-)(+-) so sind sie gebunden, wie Magnete.
Wasserstoffbrückenbundungen: Der Unterschied zu Dipol- Dipol Kräften ist nicht groß, H-Brücken sind stärker und es ist immer ein Wasserstoffmolekül beteiligt.
was sind zwischenmolekulare Wechselwirkungen ?
Anziehungskräfte zwischen Ionenladungen
Intermolekulare Wecheslwirkungen
Dipol-Dipol Wechselwirkungen
Atombindungen
Ionenbidungen
oder Wasserstoffbrückenbindungen
Moin,
sorry, aber das, was du hier schreibst, ist Unsinn! Zunächst einmal sind Wasserstoffbrückenbindungen etwas völlig anderes als die von dir hier beschriebene Atombindung (= Elektronenpaarbindung). Dann bilden sich zwischen dem Sauerstoff und den beiden Wasserstoffatomen im Wassermolekül jeweils eine Elektronenpaarbindung aus, also zusammen zwei, nicht vier! Und schließlich: Was meinst du mit der Floskel: "Die Wertigkeiten müssen sich ausgleichen"?? Ausgleichen wozu...?
Was meinst du? Ja, Wasserstoffbrücken sind intermolekular, das heißt ein Wassermolekül kann zu anderen Wassermolekülen 4 H-Brücken ausbilden: http://daten.didaktikchemie.uni-bayreuth.de/umat/wasser/wasserstoffbruecken.gif Lies die Frage bitte genauer!
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d) Koordinative (dative) Bindung
Dieser Bindungstyp ist im Grunde eine Atombindung, nur mit dem Unterschied, dass das bindende Elektronenpaar nicht von jeweils einem Elektron beider Bindungspartner gebildet wird, sondern von einem Bindungspartner alleine gestellt wird. Diese Art Bindung findest du häugig bei Komplexen. Voraussetzung für eine solche Bindung sind Atomrümpfe, die über freie, nichtbindende Elektronenpaare verfügen. Diese können dann zur Knüpfung einer Bindung benutzt werden. Ein bekanntes Beispiel ist H3N–BF3. Der Stickstoff im Ammoniak-Molekül (NH3) verfügt über ein freies, nichtbindendes Elektronenpaar. Das BF3-Molekül ist nur stabil, weil die drei Fluoratome ebenfalls jeweils über drei freie Elektronenpaare verfügen. Alle drei bilden eine "normale" Atombindung zum Boratom aus, wobei in jeder dieser drei Bindungen je ein Elektron von jedem Bindungspartner steckt. Die Fluoratome wären damit eigentlich "zufrieden", aber nicht das Boratom, denn es hätte nicht die angestrebten 8 Elektronen (Oktettregel), sondern nut 6 (drei Elektronenpaarbindungen!). "Gelöst" wird dieses Problem dadurch, dass jedes der drei Fluoratome abwechselnd eines seiner freien Elektronenpaare als zusätzliches bindendes Elektronenpaar zum Bor abstellt. Dadurch besteht immer abwechselnd eine Doppelbindung zwischen dem Boratom und einem der Fluoratome. Das führt dazu, dass auch Bor im BF3-Molekül sein Elektronenoktett besitzt. Da aber Fluoratome extrem an ihren Elektronen hängen, nutzen sie bei Anwesenheit anderer Elektronendonatoren die Gunst der Stunde, ziehen ihre koordinative Bindung zurück und lassen die entstehende Elektronenlücke von anderen füllen. Im Falle von NH3 übernimmt das das freie Elektronenpaar vom Stickstoff...
Sorry, ich muss mal kurz unterbrechen. Es gibt Abendbrot. Nachher geht's weiter, wenn noch Interesse besteht...
Bis dahin: LG von der Waterkant...