5. Tag: Chemische Bindung

5. Tag: Chemische Bindung
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5. Tag: Chemische Bindung
1. Edelgaskonfiguration und Oktettregel
Die chemische Reaktionsfähigkeit eines Atoms wird durch seine Elektronenkonfiguration bestimmt.
Teilchen mit der abgeschlossenen Elektronenkonfiguration der Edelgase sind chemisch
reaktionsträge, d.h. sie sind besonders energiearm. Dies gilt nicht nur für die Edelgasatome selbst,
sondern für alle Atome im Periodensystem.
Aus diesem Grund versuchen alle Atome, die energiearme Edelgaskonfiguration und damit einen
stabilen Zustand zu erreichen.
Für viele Atome wird eine stabile Außenschale mit 8 Valenzelektronen gebildet, um die
Edelgasanordnung zu erreichen. (Dies gilt für die wichtigen Hauptgruppenelemente der 2. und 3.
Periode.) Diese Tendenz wird Oktett-Regel genannt.
2. Chemische Bindung
Die Atome können die Edelgaskonfiguration auf verschiedene Art und Weise erreichen. Wenn sich
Atome miteinander verbinden, treten Veränderungen in der Elektronenverteilung auf. Je nach der Art
der Elektronenverteilung werden drei Arten von chemischer Bindung unterschieden:
•
Ionenbindung
•
Atombindung (auch: kovalente Bindung)
•
Metallbindung
Dies sind die Grenztypen der chemischen Bindung, d.h. es existieren zwischen diesen Idealtypen
fließende Übergänge.
Es sollte im Folgenden immer bedacht werden, dass die treibende Kraft immer die Ausbildung der
stabilen Edelgaskonfiguration ist, egal welche dieser chemischen Bindungen betrachtet wird.
2.1. Ionenbindung
Die Ionenbindung kommt zustande, wenn Elektronen vollständig von Atomen einer Sorte auf
Atome einer anderen Sorte übergehen. Die Atome eines der reagierenden Elemente geben
Elektronen ab und werden zu positiv geladenen Ionen (Kationen). Die Atome des anderen
Reaktanden nehmen die Elektronen auf und werden zu negativ geladenen Ionen (Anionen).
Typisches Beispiel einer Ionenverbindung ist Natriumchlorid NaCl. Natrium hat 1 Valenzelektron.
Um die Edelgaskonfiguration (des Neons) zu erreichen, gibt es ein Elektron ab und überträgt es auf
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das Chloratom, welches 7 Valenzelektronen hat, und damit die Edelgasanordnung des Argons erhält.
(siehe unten)
Na + Cl → Na +
+ Cl −
Ionenverbindungen entstehen durch Vereinigung von ausgeprägt metallischen Elementen (z.B.
Alkalimetalle, Erdalkalimetalle) mit ausgeprägt nicht-metallischen Elementen (z.B. Sauerstoff,
Halogene), also aus Elementen, die im Periodensystem links stehen, mit Elementen, die im
Periodensystem rechts stehen.
Kationen und Anionen ziehen sich aufgrund ihrer entgegengesetzten elektrischen Ladung an. Diese
Anziehungskraft ist ungerichtet, das bedeutet, dass sie in allen Raumrichtungen wirksam ist. Daher
umgeben sich die positiven Na+ -Ionen symmetrisch mit möglichst vielen Cl--Ionen und umgekehrt.
Aus den Elementen Natrium und Chlor bildet sich daher nicht eine Verbindung, die aus jeweils einem
Na+ und einem Cl- -Ion besteht, sondern es entsteht ein Ionenkristall, indem die Ionen eine
regelmäßige dreidimensionale Anordnung, ein Kristallgitter bilden.
2.2. Atombindung (oder kovalente Bindung)
Wenn Atome von Nichtmetallen miteinander reagieren, kommt es nicht zur Bildung einer
Ionenbindung, weil alle beteiligten Atome dazu tendieren, Elektronen aufzunehmen. Stattdessen
binden sich zwei Atome fest über ein Elektronenpaar aneinander, das ihnen dann gemeinsam
angehört. Es handelt sich hiebei also um gerichtete Bindungskräfte. Diese 1916 von Gilbert N.
Lewis entwickelten Vorstellung stellt das Konzept der Atombindung dar. Dies kommt in den
Lewis-Formeln zum Ausdruck, in denen Elektronen durch Punkte, Elektronenpaare durch Striche
dargestellt werden. (siehe unten)
Cl •
+
• Cl
→
Cl - Cl
O••
+
•O
•
→
O=O
Verbindungen, in denen die Atome durch kovalente Bindungen zusammengehalten werden, werden
als Moleküle bezeichnet. Beispiele für solche Moleküle sind z.B. Cl2, O2, H2O, NH3. Bei den
beschriebenen Molekülen entstehen gemeinsame „bindende“ Elektronenpaare. Nicht an der Bindung
beteiligte Elektronen werden als „nicht-bindende“ oder „freie“ Elektronenpaare bezeichnet. Bei
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Hauptgruppenelementen entstehen bindende Elektronenpaare aus Elektronen, die sich auf der
äußersten Schale (Valenzschale) der Atome befinden. Elektronen innerer Schalen sind an der
Bindung nicht beteiligt. Bei den Lewis-Formeln brauchen daher nur die Elektronen der Valenzschale
berücksichtigt werden.
In Molekülen mit Atombindungen erreichen die Atome durch gemeinsame bindende Elektronenpaare
eine abgeschlossene stabile Edelgasanordnung.
2.3. Polarisierte Bindung
Selten liegen bei den Verbindungen die Grenzfälle der Ionen- oder Atombindung vor. Eine
Atombindung mit absolut gleichmäßiger Verteilung der Elektronendichte zwischen den beiden
Atomen gibt es nur zwischen Atomen des gleichen Elements. Wenn zwei unterschiedliche Partner
durch eine kovalente Bindung verknüpft sind, ist die Elektronenladung nicht symmetrisch zwischen
den beiden Atomkernen verteilt; die beiden Atome teilen sich das gemeinsame Elektronenpaar nicht
gleichmäßig, ein Atom wird die Elektronen immer etwas stärker zu sich ziehen als andere. Abbildung
1 zeigt den Übergang zwischen Ionenbindung und kovalenter Bindung.
So ist z.B. bei Chlorwasserstoff HCl der Chlor stärker in der Lage, die Elektronen an sich zu ziehen.
Durch die ungleiche Elektronenverteilung erhält das Chloratom eine partiell negative Ladung (δ -), der
Wasserstoff eine partiell positive Ladung (δ +). Eine derartige Bindung mit einem negativen und
positiven Pol nennt man eine polarisierte Bindung.
Abbildung 1: Übergang zwischen Ionenbindung und kovalenter Bindung
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Ein Objekt, auf dem sich zwei entgegengesetzte Ladungen des gleichen Betrags in einem bestimmten
Abstand befinden, ist ein Dipol.
Als Maß für die Fähigkeit eines Atoms, die Elektronen in einem Molekül an sich zu ziehen, wird
auch die Elektronegativität (EN) verwendet. Je höher die EN, desto stärker die Fähigkeit des
Atoms zur Bindung von Elektronen und umgekehrt. Anders ausgedrückt, je höher die Differenz der
EN zwischen zwei Atomen, desto höher der ionische Charakter der Bindung, und gleichzeitig desto
niedriger der kovalente Charakter der Bindung.
2.4. Metallbindung
Die metallische Bindung tritt bei Metallen und Legierungen auf. Zahlreiche Atome sind
zusammengefügt; jedes davon hat ein oder mehrere Außenelektronen an ein gemeinsames
„Elektronengas“ abgegeben. Die dabei entstandenen positiv geladenen Ionen werden von dem
negativ geladenen Elektronengas zusammengehalten.
Abbildung 2 zeigt dies beispielhaft an einem Aluminiumkristall. Eine Schicht von Al3+ - Rümpfen in
der Anordnung einer dichtesten Kugelpackung ist in ein Elektronengas eingebettet.
Abbildung 2: Schnitt durch einen Aluminiumkristall
Im Gegensatz zu den anderen Bindungsarten sind die Valenzelektronen also nicht an ein bestimmtes
Atom gebunden, sondern delokalisiert und können sich im gesamten Metallgitter frei bewegen.
3. Literatur
[1]
E. Riedel: Anorganische Chemie. de Gruyter Verlag, Berlin, 2. Auflage (1990)
[2]
C.E. Mortimer: Chemie – Das Basiswissen der Chemie. Thieme Verlag, Stuttgart, 5. Auflage
(1987)