Bindungsenergie (Chemie)

Als (mittlere) Bindungsenergie oder Bindungsenthalpie (auch Bindungsdissoziationsenthalpie, Bindungsspaltungsenergie, Atomisierungsenthalpie, Dissoziationsenergie oder Valenzenergie) wird in der Chemie die Menge an Energie bezeichnet, die aufgewendet werden muss, um die kovalente Bindung zwischen zwei Atomen eines Moleküls vollständig zu spalten. Dabei muss zwischen der homolytischen und heterolytischen Bindungsenergie unterschieden werden.^[2][3] Bei einer homolytischen Spaltung bilden sich zwei Radikale, wogegen bei einer heterolytischen Spaltung ein Kation und ein Anion entstehen. Die Energie wird meist in Joule pro Mol der Verbindung angegeben und beschreibt die Festigkeit der Bindung. Werden alle Bindungen dissoziiert, spricht man von Atomisierungsenergie oder Atomisierungswärme, die die Gesamtbindungsenergie einer Verbindung ist. Die molare Bindungsenergie von Ionenkristallen wird unter Gitterenergie beschrieben.

Bindungsenergie von Methan[1]
Reaktion	ΔE (kJ·mol−1)	Anmerkung
CH4 → •CH3 + H•	421	tetraedrisch (sp3-Hybrid)
CH3 → •CH2 + H•	470	trigonal (sp2-Hybrid)
CH2 → •CH + H•	415
CH  →  C• + H•	335
CH4 → C• + 4 H•	410	mittlere Energie (ΔĒ)

Die Bindungsenergie unterscheidet sich von der Standardbildungsenthalpie, die von Reaktionen aus den Elementen in ihrer stabilen Form ausgeht. Die Bindungsenergie einer homolytischen Spaltung ist ein Teil der Bindungsenergie der heterolytischen Spaltung. Diese setzt sich aus der homolytischen Bindungsenergie, aus der Ionisierungsenergie des einen Radikals und der Elektronenaffinität des anderen Radikals zusammen^[3] und wird damit deutlich größer. In der Physik wird unter der Bindungsenergie meist die Bindungsenergie eines Elektrons an das Atom oder die Bindungsenergie des Atomkerns in sich verstanden, siehe Bindungsenergie.

Die wirkliche Festigkeit (wahre oder auch intrinsische Bindungsenergie) lässt sich experimentell nicht bestimmen, da die Bruchstücke u. a. die Anordnung ihrer Bindungspartner (bei Molekülen, die aus mehr als zwei Atomen bestehen) und ihre elektronische Struktur verändern. Einige Trennungsenergien lassen sich experimentell in Einzelschritten bestimmen (siehe Beispiel Methan), andere Trennungsenergien werden aus vorhandenen Daten rechnerisch abgeschätzt. Zur Abschätzung werden bekannte mittlere Bindungsenergien verwendet. Da die intrinsischen Bindungsenergien für das Verständnis der Chemischen Bindung von Bedeutung sind, wurden theoretische Ansätze zu ihrer Ermittlung vorgeschlagen (siehe Intrinsische Bindungsenergien).

Die Größe der Bindungsenergie hängt unter anderem von der Bindungslänge (je länger desto niedriger), der Polarität der Bindung (polare Atombindungen sind schwerer zu spalten als unpolare) und der Art der Bindung (Einfachbindung lässt sich leichter als eine Doppelbindung und diese wiederum leichter als eine Dreifachbindung spalten) ab.

Tabelle

Abhängigkeit der mittleren Bindungsenergie von der Bindungslänge[4] Bindungslänge d in pm, Bindungsenthalpie ΔH in kJ/mol
Halogene untereinander Bindung ΔH d F–F 159 142 Cl–Cl 242 199 Br–Br 193 228 I–I 151 267 Br–Cl 219 214 Br–F 249 176 Br–I 178 Cl–F 253 163 Cl–I 211 232	mit Wasserstoff Bindung ΔH d H–C 413 108 H–O 463 97 H–N 391 101 H–P 322 142 H–S 367 134 H–F 567 92 H–Cl 431 128 H–Br 366 141 H–I 298 160	mit Kohlenstoff Bindung ΔH d C–H 413 108 C–O 358 143 C=O 745 122 C–N 305 147 C=N 615 130 C≡N 891 116 C–P 264 184 C–S 272 182 C=S 536 189 C–F 489 138 C–Cl 339 177 C–Br 285 194 C–I 218 214	mit Sauerstoff Bindung ΔH d O=N 607 O–N 201 136 O–P 335 154 O=S 420 143 O–F 193 142 O–Cl 208 170 O–Br 234 O–I 234	gleiches Element Bindung ΔH d C–C 348 154 C=C 614 134 C≡C 839 120 H–H 436 74 N–N 163 146 N=N 418 125 N≡N 945 110 O–O 146 148 O=O 498 121 P–P 172 221 S–S 255 205

Einzelnachweise

1. James E. Huheey: Anorganische Chemie: Prinzipien von Struktur und Reaktivität, de Gruyter, Berlin 1988, S. 1061 ff. ISBN 3-11-008163-6.
2. IUPAC - bond dissociation energy. Abgerufen am 9. Dezember 2021.
3. IUPAC - heterolytic bond dissociation energy. Abgerufen am 9. Dezember 2021.
4. Neufingerl: Chemie 1 - Allgemeine und anorganische Chemie, Jugend & Volk, Wien 2006; ISBN 978-3-7100-1184-9. S. 47.