Der Klebstoff in der
Adhäsionszone liegt in einer
modifizierten
molekularen Struktur vor, die durch die Anbindung an die Fügeteiloberfläche
entsteht. Das Phänomen der Adhäsion wird durch molekulare Wechselwirkungen
zwischen der Fügeteiloberfläche und dem Klebstoff erklärt, die sich in die
schwächeren zwischenmolekularen Wechselwirkungen und in die
starken
chemischen Bindungen unterscheiden lassen.
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Zu den starken chemischen Bindungen gehören:
a) Die
Kovalente Bindung;
sie bezeichnet man auch als Atom- oder Molekülbindung. Bei Atomen desselben
Elements entsteht sie durch die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares, das
die gegenseitige Abstoßung der Atomkerne überwindet. Die Ausbildung dieses
bindenden gemeinsamen Elektronenpaares (oder mehrerer bei Doppel- und
Dreifachbindungen) lassen sich nur mit dem sog. Orbital-Modell erklären. Sind
die beiden Partner einer kovalenten Bindung unterschiedlich, hat man eine
polare Atombindung vor sich, hier spielt die Elektronegativität der
Bindungspartner eine wesentliche Rolle.
b) Die
metallische Bindung
entsteht durch die Anziehung zwischen den in
einem Atomgitter regelmäßig angeordneten Atomrümpfen und dem sog.
„Elektronengas“, das sind die Valenzelektronen, die frei fluktuieren können.
Deswegen sind Metalle auch verformbar und elektrisch leitend. |
| Bindungsart |
Bindungslängen [nm] |
Bindungsenergien [kJ/mol] |
| chemische Bindung =
Primärbindung |
| kovalente |
0,1-0,2 |
150-950 |
| metallische |
0,3-0,5 |
100-400 |
| ionische |
0,2-0,3 |
400-800 |
| zwischenmolekulare Wechselwirkungen
= Sekundärbindungen |
| van-der-Waals-Kräfte |
0,4-0,5 |
2-15 |
| Wasserstoffbrückenbindungen |
0,2 |
20-30 |
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c) Die
Ionenbindung
entsteht durch Abgabe und Aufnahme von Elektronen in die betreffenden Atome: es
bilden sich Ionen (Kation und Anion). Beide Ionen ziehen sich
elektrostatisch an und bilden zu zigtausenden große kristalline Verbände, die
Kristallgitter. Ionengitter sind nicht verformbar, sondern spröde und brechen
deswegen bei mechanischer Belastung. Von den
zwischenmolekularen
Wechselwirkungen oder Bindungen/Kräften spielen zwei in diesem Zusammenhang
eine Rolle: die
Van-der-Waals-Kraft/-Bindung
(VdWK) und die Wasserstoffbrückenbindung (WBB). Die erstere wird folgendermaßen
erklärt: in großen Atomen oder Molekülen bilden alle äußeren Elektronen eine
gemeinsame Elektronenhülle. Diese ist nicht mehr einzelnen Atomen zuzuordnen,
sondern gehört allen Atomen gemeinsam. Diese Elektronenhülle kann sich spontan
verschieben. Dadurch liegen die Schwerpunkte der negativen und positiven
Ladungen nicht mehr aufeinander, sondern ein Dipol hat sich gebildet. Durch
diesen Dipol werden nun die umliegenden Moleküle ebenfalls zu Dipolen. Weil die
Ladungsverschiebung aber spontan entstanden ist, kann sie sich auch spontan
rückbilden und an einer anderen Stelle bei einem anderen Molekül entstehen. Der
Dipol wandert also durch den gesamten Verbund der Moleküle und bindet
letztendlich alle Moleküle schwach aneinander.
Die
Wasserstoffbrückenbindung
existiert nur zwischen dem Atom Wasserstoff und Atomen der Elemente
Fluor,
Sauerstoff und
Stickstoff (NOF-Regel). Die Atome
dieser Elemente sind so stark elektronegativ (siehe Chemieunterricht), dass
zwischen ihnen und Wasserstoff als Bindungspartner starke Dipole entstehen. Bei
diesen Dipolen besitzt das H-Atom kaum noch etwas vom gemeinsamen
Elektronenpaar. Das nutzen die NOF-Atome der umliegenden Moleküle aus: Sie
übertragen einen Teil ihrer Ladung in Form der nichtbindenden Elektronenpaare an
den Wasserstoff. So kommt es zu einer Bindung zwischen den Molekülen, die aus
einer dipolaren Anziehung und einer partiellen Ladungsübertragung besteht.
Arbeitsaufträge:
1. Studiere aufmerksam den Text von „AB-Was ist Kleben - Teil I“.
2. Fasse zusammen und definiere mit eigenen Worten die entscheidenden
Begrifflichkeiten: Adhäsion, Kohäsion, ∼zone, Grenzschicht, starke und schwache
zwischenmolekulare Wechselwirkungen und Bindungen, ...
3. Stelle die wesentlichen Eigenschaften der hier dargestellten Bindungsarten
tabellarisch zusammen. |
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update:
02.02.2021
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