Häufige Arten chemischer Bindungen

In der Chemie kann man Stoffe, unter anderem nach ihrer Bindungsart klassifizieren. Die Bindungsart bestimmt physikalische und chemische Eigenschaften maßgeblich. Die drei am häufigsten vorkommende Arten der chemischen Bindung – Metallbindung, Atombindung und Ionenbindung – werden in diesem Modul betrachtet.

Ordne die Abbildungen entsprechend ihrer jeweiligen Bindungsart zu.
Falls noch nicht alles klar ist, keine Sorge. Du kannst die erforderlichen Informationen im Modul finden. Und am Ende hast du die Möglichkeit, das Quiz erneut zu versuchen.

Die in Metallen vorliegende Bindungsart nennt man die Metallbindung. In einem dreidimensionalen Gitter befinden sich Metallionen auf festen Plätzen. Dabei sind es positiv geladene Metallatome. Sie entstehen dadurch, dass Außenelektronen des Atoms die Elektronenhülle verlassen und sich im gesamten Material frei bewegen können. Möglich ist dies, da Metallatome eine relativ geringe Ionisierungsenergie besitzen und der Energiegewinn durch die gleichmäßige Verteilung der Elektronen über das ganze Material recht groß ist. Durch die freie und ungerichtete Bewegung der Elektronen durch das Material, bezeichnet man diese Vorstellung als Elektronengasmodell. Die Metallbindung wird mit der Anziehung zwischen den positiv geladenen Metallionen und den negativ geladenen, frei beweglichen Elektronen erreicht.

Basierend auf der zuvor beschriebenen Struktur von Metallen ergeben sich typische Merkmale:

• Metalle sind elektrisch leitfähig. Sie werden desshalb häufig in Kabeln und elektrischen Bauteilen eingesetzt. Eine besonders gute elektrische Leitfähigkeit hat das Metall Gold. Daher sind Kontaktstellen von PC-Steckkarten häufig vergoldet. 
• Mit steigender Temperatur nimmt die Leitfähigkeit ab.

Metalle zeichnen sich durch eine hohe Wärmeleitfähigkeit aus, weshalb sie oft in Kochgeschirr sowie in Kühlelementen in der Elektronikbranche Verwendung finden.

Metalle lassen sich mehr oder weniger gut verformen, ohne dabei zu zerbrechen. Man nennt dies plastische Verformbarkeit. Diese Eigenschaft macht Metalle zu vielfältigen Werkstoffen.

Der charakteristische Glanz von Metallen ist besonders ausgeprägt, wenn ihre Oberfläche glatt ist. Dieser Glanz entsteht durch Wechselwirkungen zwischen dem einfallenden Licht und den frei beweglichen Elektronen des Metalls.

Ionensubstanzen werden auch als Salze bezeichnet. Sie bestehen, wie der Name beschreibt, aus Ionen. Ein Ion ist ein elektrisch geladenes Teilchen. Positiv geladene Ionen bezeichnet man als Kationen, negativ geladene heißen Anionen. Positive und negative Ladungen ziehen sich gegenseitig an. Zwischen ihnen wirken die sogenannten Coulomb-Kräfte, welche die elektrostatische Anziehung bewirken. Auch Salze werden durch diese Kraft zusammengehalten. Die Anionen und Kationen ordnen sich in Ionensubstanzen in hochsymmetrischen Gitterstrukturen. Dabei werden Ionen so angeordnet, dass anziehende Kräfte maximal und abstoßende Kräfte minimal werden. Die Bindungsart wird als Ionenbindung bezeichnet.

Als Darstellung von Salzgittern können verschiedene Modelle herangezogen werden:

• Hohe Schmelz- und Siedetemperatur
  Die ungerichteten elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen Kationen und Anionen sind sehr stark. Durch den starken Zusammenhalt der Teilchen ist die zum Aufbrechen des Ionengitters benötigte Energie relativ hoch, dies äußert sich in hohen Schmelztemperaturen. Selbst in der Schmelze, dem flüssigen Aggregatzustand, ist die elektrostatische Anziehung der Ionen untereinander stark. Dadurch erklären sich die hohen Siedetemperaturen.
  
• Sprödigkeit
  Salze sind in einem starren Ionengitter aufgebaut. In diesem sind die einzelne Ionen so angeordnet, dass sich Anziehungskräfte maximieren und Abstoßungskräfte minimieren. Die Anordnung von Anionen und Kationen im Gitter wiederholt sich regelmäßig. Durch äußere Krafteinwirkung, beibspielsweise durch einen Schlag, kann es passieren, dass sich gleichartige Ionen nahekommen und Abstoßungskräfte sehr groß werden; als Folge bricht der Kristall.

• Elektrische Leitfähigkeit
  Die elektrische Leitfähigkeit eines Stoffes ist abhängig vom Vorhandensein frei beweglicher elektrischer Ladungsträger. Salze sind aus Ionen aufgebaut – elektrische Ladungsträger sind damit vorhanden. Im festen Zustand sind diese aber fest an ihren Platz im Ionengitter gebunden und können sich nicht frei bewegen. Dadurch sind Salze im festen Zustand sehr gute Isolatoren. In der Schmelze dagegen sind die Ionen frei beweglich. Dadurch können sie sich im elektrischen Feld bewegen, was einen Ladungstransport möglich macht. Salzschmelzen sind deshalb elektrisch leitfähig.

Molekülsubstanzen entstehen durch Nichtmetallatome die eine chemische Bindung miteinander eingehen. Man spricht dabei von einer Atombindung. In einer Atombindung wird der Zusammenhalt zweier Atome durch ein Elektronenpaar hergestellt, das beiden Atomen gemeinsam gehört. Solche Elektronenpaar werden auch als bindende Elektronenpaare bezeichnet. Die beteiligten Elektronen stammen aus der äußersten Schale des jeweiligen Atoms. Anders als bei der Ionenbindung, bei welcher jeweils durch den Elektronenübergang vom Metallatom zum Nichtmetallatom eine stabile Edelgaskonfiguration erzeugt wird, erreichen Moleküle hier diesen Zustand durch gemeinsame bindende Elektronenpaare.

Von der Anzahl seiner Außenelektronen hängt die Anzahl der Bindungen, welche ein Atom eingehen kann, ab. Elemente der ersten und zweiten Periode gehen in der Regel pro ungepaartem Elektron eine Bindung ein. Außerdem sind sie an die Oktettregel gebunden. Die Anzahl der gepaarten und ungepaarten Elektronen eines Atoms ist in der Lewis-Formel abgebildet.

Ab der dritten Periode sind Elemente nicht mehr zwingend an die Oktettregel gebunden, sie benutzen teilweise gepaarte Elektronen zur Knüpfung einer Bindung.

Das EPA-Modell (Elektronenpaar-Abstoßungs-Modell) kann zur Herleitung der Molekülgeometrie kleinerer Moleküle benutzt werden. Oft wird auch vom VSEPR-Modell (valence shell electron pair repulsion) gesprochen. Es gründet auf drei Grundannahmen:

• Bindende und nicht-bindende Elektronenpaare, ordnen sich aufgrund ihrer gegenseitigen Abstoßung mit größtmöglichem Abstand um ein Zentralatom an.
  
• Freie Elektronenpaare verbrauchen mehr Raum als bindende Elektronenpaare, da sie sich nur im Feld eines Atomkerns befinden.
• Mehrfachbindungen (Doppel- und Dreifachbindungen) werden wie übergroße Einfachbindungen behandelt, die ein bisschen mehr Raum als Einfachbindungen brauchen.

Zwischen den unten dargestellten Grundtypen kann man abhängig von der Anzahl der Elektronenpaare, die das Zentralatom umgeben, unterscheiden. Beachte: Der Grundtyp sagt nicht zwangsläufig etwas über die tatsächliche Molekülgestalt aus.

Eine vollständig unpolare Atombindung tritt nur in Molekülen mit gleichen Atomen auf. Die Elektronendichte des bindenden Elektronenpaares ist gleichmäßig zwischen beiden Atomen verteilt. Dabei gehören die bindenden Elektronen beiden Atomen zum gleichen Teil. Wenn Moleküle aus verschiedenen Atomen aufgebaut sind, dann zieht ein Atom die bindenden Elektronen stärker an als das andere, dadurch entsteht eine polare Bindung. Die Elektronegativität (EN) ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, in einer Atombindung das bindende Elektronenpaar an sich zu ziehen.

Wenn bindende Elektronen ungleichmäßig verteilt sind, so entstehen an den an der Bindung beteiligten Atomen Partialladungen, auch Teilladungen genannt. Sie werden mit den Symbolen δ⁺ und δ^- gekennzeichnet. Von einer polaren Bindung spricht man, wenn die Differenz der Elektronegativitäten (ΔEN) der beteiligten Atome größer ist als 0,5.

Moleküle, bei denen die Schwerpunkte der Partialladungen nicht räumlich zusammenfallen, nennt man Dipol oder Dipolmolekül.

Schauen wir uns nun das Dichlormethanmolekül (CH₂Cl₂) und das Schwefelhexafluoridmolekül (SF₆) an und überlegen, ob es sich um ein Dipolmolekül handelt oder nicht. In den folgenden Bildern sind Kohlenstoffatome schwarz, Wasserstoffatome weiß, Chloratome grün, Fluoratome hellgrün und Schwefelatome gelb.

Wir haben die einzelnen Bindungstypen betrachtet. Dadurch stellt sich nun die Frage, wann welche Bindungsart vorliegt und mit welchen Kriterien man dies beurteilen kann. Zuerst zwei Klassiker:

• Natriumchlorid, wird auch Kochsalz genannt. Es ist eine klassische Ionensubstanz. Natriumchlorid entsteht, wenn das Metall Natrium mit dem Nichtmetall Chlor reagiert. Die Differenz der Elektronegativitäten der beteiligten Atome ist ΔEN=2,23.
• Wasser ist eine klassische Molekülsubstanz. Sie entsteht durch die Reaktion der beiden Nichtmetalle Wasserstoff und Sauerstoff. Die Differenz der Elektronegativitäten der beteiligten Atome ist ΔEN=1,24.

Man erkennt: Die Art der beteiligten Atome und ihre Elektronegativitätsdifferenz sind die ausschlaggebenden Kriterien.

Nach einem Vorschlag von Linus Pauling liegt bei einer Elektronegativitätsdifferenz von mehr als 1,7 zwischen den Bindungspartnern eine Ionenbindung vor. Bei geringeren Unterschieden in der Elektronegativität (spezifischer: im Bereich 0,5 bis 1,7) liegt stattdessen eine polare Atombindung vor. Durch diese Regel können viele Verbindungen bereits eingeordnet werden.

Trotzdem gibt es Ausnahmen: Zum Beispiel liegt bei Fluorwasserstoff, HF, mit ΔEN=1,78 eine Atombindung vor, und bei Magnesiumsulfid, MgS, mit ΔEN=1,27 eine Ionenbindung. Daher ist es wichtig auf die Art der beteiligten Atome zu achten: Wenn zwei Nichtmetallatome vorliegen, spricht dies für eine kovalente Bindung. Ein Metall- und ein Nichtmetallatom hingegen deutet auf eine ionische Verbindung hin.

Beide Kriterien gemeinsam liefern eine zuverlässige Aussage über die vorliegende Bindungsart.

Blicken wir nochmal auf den Beginn des Moduls. Kannst du die Ordnung jetzt herstellen?