Re: Welche Reichweite haben chemische Bindungen?

Zunächst einmal möchte ich einen theoretische Erklärung dafür geben.

Beginnen wir mit der Ionenbindung. Sie reicht theoretisch unendlich weit, da sie rein durch Ladungsunterschiede bedingt ist.

Die elektrostatische Anziehungskraft beträgt dann
1/(4Pi*e0)*(Ladung1*Ladung2)/r².

Ein positiv geladenes und ein negativ geladenes Ion haben bei einem Atomabstand von 100 sagen wir die Volle Anziehungskraft, beim doppelten Abstand von 200 pm wirkt nur mehr ein viertel der Anziehungskraft etc...

Das hat weitreichende Folgen: 1. kleinere Atome haben höhere Bindungkräfte als große, somit beeinflusst die Größe der Ionen in Salzen auch den Schmelzpunkt. (Kleine Ionen -> höhere Schmelztemperatur)
2. Doppelt geladene Ionen haben auch doppelte Anziehungskräfte, bzw. 4-Fache, wenn doppelt geladene Ionen mit doppelt geladenen Gegenionen gebunden sind.

3. Nicht nur die elektrische Anziehungskraft wirkt in Ionen, z.T. gibt es Mischbindungen aus Ionen- und Kovalenten Bindungen. D.h. hier nimmt die Reichweite schneller ab als die der Ionenbindung.

Im Grundzustand entspricht die Metallbindungslänge etwa dem Atomabstand und ist recht stark. Die Metallbindung hat etwa die Reichweite von 2 Atomabständen. Die Metallbindung spielt sich im 3s oder 3 P Band ab (1 Atomabstand bzw. Radius) sobald die Bänder beider Metalle nicht mehr miteinander in Berührung kommen, endet auch die Lust der Metallatome, ein delokalisiertes Elektronengas zu bilden).

Zur kovalenten Bindung: s-Orbitale:

Der Abstand von Atomen einfacher Moleküle ist etwa 100 Picometer, d.h. 0,1 Nanometer. Das sind ein 10Milliardstel Millimeter. Der Abstand liegt zwischen 32 Picometer bis ~200, je nachdem wie groß das dazugehörige Atom ist.

Die gemeinsamen Orbitale können sehr schnell sehr komplexe Formen annehmen, im einfachsten Fall eine Rotationsellipse. Diese Atomorbitale sind in etwa maximal doppelt so lang wie der Atomabstand. (Gilt nur für 2 atomige Moleküle)

Diesen Abstand halten die Atome dann auch ein. Sobald man am Atomabstand zieht, beginnen sich die Bindungen zu lösen. D.h. grob geschätzt, spätestens nach Verdopplung des Abstandes liegt die Bindung nicht mehr vor.

Besonders fies sind delokalisierte Orbitale von z.B. Benzol, wo sich die Bindung über einen Ring aus 6 Kohlenstoffatomen verteilt.

Das Thema der Größe, Form und Reichweite von kovalenten Bindungen und deren Mischformen mit ionischer Bindung hat schon Nobelpreisträger und Großrechner bis zum Erbrechen beschäftigt und ist bis heute nicht erledigt bzw. ausgerechnet.

Vereinfacht gesagt gibt es Orbitale von 60 pm bis 600 in Unterschiedlichsten Formen, aber es gibt auch größere.

Die Reichweite der Van der Waals Kräfte sinkt stärker als mit dem Abstand², zusätzlich müssen sich die Atome zu diesem Zweck überhaupt erst mal nahe kommen um sich zu beeinflussen. Nach 3, spätestens nach 6 Atomabständen (in etwa 600 pm) ist es aus mit der jeglicehr Vanderwaalskraft, zumal ja jedes Atom neutral geladen ist. Die Vanderwaalskraft lebt von Ladungsunterschieden im Orbital.
Achtung, wenn Moleküle aus gleich starken Atomen bestehen haben sie ein u.U. ein großes Orbital (z.B. einige Kohlenwasserstoffe wie z.B. Benzol, das ein sehr großes Orbital besitzt). Je Größer ein Atom oder ein Molekül mit gemeinsamem Orbital, desto mehr Van der Waals-Kräfte.

Nun zu den Dipol-Dipol Kräften:
Die Dipol-Dipol Kräfte sind schwächer als Ionenbindungen, weil die Ladung nicht vollständig auf das stärkere Ion übergegangen sind. Aus diesem Grund versuchen sich die Moleküle zu ordnen und zwar in der weise I++++i- i++++i- i+++++i-. Sie sind stärker als Vanderwaals, weil der Dipol dauerhaft ist. Sobald aber ein größerer Abstand erreicht wurde, ist die Kraft auf den Dipol nur mehr gering. Dipole werden von einer elektrischen Ladung nur dann angezogen, wenn der entgegengesetzt geladene Teil des Moleküls näher bei der Ladung ist, als der entferntere. Ansonsten versucht die Ladung den Dipol zu drehen, trotz allem sinkt die Anziehungskraft extrem rasch.

Z.B. 2 Dipole:
(q1+)(..)(q2-)
(q3-)(..)(q4+):

Maximale Anziehung da :
Anziehungskraft: (q1*q3)/(1r)²+(q2*q4)/(1r)²,
Abstoßung: (q1*q4)/(1r²+2²r²)+(q2*q3)/(1r²+2²r²)
D.H. Abstoßung 1/5 der Anziehung

(q1+)(..)(q2-)

(q3-)(..)(q4+)

Anziehungskraft: (q1*q3)/(2²r)²+(q2*q4)/(2²r)²,
Abstoßung: (q1*q3)/(2²r²+2²r)²+(q2*q4)/(2²r²+2²r)²,
Abstoßung schon die Hälfte der Anziehung bei Erhöhung der Abstände der Diplole voneinander auf einen inneren Dipolabstand.

Wasserstoffbrückenbindung: Typische Länge in Wasser etwa 200 Picometer.

Insgesamt sollte man vielleicht besser Fragen, was sind Typische Bindungslängen, und nicht, wie weit ist die Reichweite der Bindungen, das Führt zu schnell zu Ab-Initio-Chemie, wo man versucht Bindungen theoretisch vorherzuberechnen.

Nun der einfachere Teil:

Reichweite der Elektrischen Anziehungskraft:

F=Q1*Q2/(r²4Pi*e0).

Kraft in Newton= Ladung 1 mal Ladung 2 durch Abstand in Metern mal 4 Pi* Epsilon 0.

Die Reichweite der Kraft ist unendlich. d.h. bis Ereignishorizont des sichtbaren Universums.

Die Reichweite der magnetischen Anziehungskraft ist ebenfalls unendlich, d.h. bis zum Ereignishorizont des sichtbaren Universums.

De Facto sind aber beide Kräfte irgendwann irrelevant, wenn sie nicht mehr signifikant Messbar sind, weil die Summe aller anderen Einfüsse (Fremdkräfte wie z.B. Graviationskräfte eines Planeten, Molekülbindungskräfte) nicht mehr abgeschottet werden kann.

P.S. so einfach wie die Fragen sind, so komplex sind die Antworten. Leider.

Welche Reichweite haben Wasserstoffbrückenbindungen, chemische
Bindungen, Wan-der-Waals-Kräfte sowie magnetische und
elektrostatische Kräfte?