Chemie-Physik - Chemische Bindungen

Chemische Bindungen

Wie schon im ersten Kapitel erwähnt gibt es sogenannte Moleküle. Moleküle setzen sich aus mindestens zwei Atomen desselben oder verschiedener Elemente zusammen. Eines der wohl einfachsten und am besten bekannten Moleküle dürfte Wasser sein. Ein Wassermolekül besteht aus zwei Wasserstoffatomen und einem Sauerstoffatom. Da ich schon vorher auf die chemischen Sysmbole hingedeutet habe gibt es für Moleküle chemische Formeln. Wasser hat folgich die Formel H2O. Hier sind also die beiden Elemente Wasserstoff (H) und Sauerstoff (O) zu sehen wie auch das Zahlenverhältnis, was man auch als stöchiometrisches Verhältnis bezeichnet. Es gibt jedoch wie auch angedeutet auch Verbindungen zwischen gleichen Atomen. Der Sauerstoff den wir einatmen ist ein Molekül und zwar O2. O3 beispielsweise ist Ozon. Somit lässt sich leicht erkennen, dass ein Molekül ein Stoff mit anderen Eigenschaften ist als seine Bestandteile. Wasserstoff und Sauerstoff sind bei Zimmertemperatur gasförmig und Wasser nicht. Dies ist ein sehr anschauliches Beispiel dafür. Viele Gase wie auch Wasserstoff kommen als Moleküle und nicht elementar vor. Folglich hat Wasserstoff die Formel H2. Das alles lässt darauf hindeuten, dass es also Bindungen zwischen diesen Atomen geben muss. Im folgenden werden die drei Hauptbindungsarten: Atombindung (Elektronenpaarbindung), Ionenbindung und Metallbindung behandelt. Darüber hinaus werden auch die Verbindungen zwischen den Teilchen der einzelnen Bindungsarten vorgestellt, womit Kristallgitter aber auch andere Kräfte gemeint sind. Atombindung (Elektronenpaarbindung): Wie der Name schon sagt besteht die Elektronenpaarbindung aus einem Elektronenpaar. Diese Bindungsart ist sehr häufig und kommt bei Nichtmetallen vor. Atombindungen leiten keinen Strom. Hinsichtlich dessen, dass das Wassermolekül eine Atombindung hat mag es verwundern, warum es lebensgefährlich ist eine Lampe ins Wasser zu schmeißen. Der Grund ist der, dass es in normalem Wasser einige wenige Wasserionen gibt und diese leiten Strom. Diese geringe Anzahl an Wasserionen reicht jedoch aus um einen Menschen zu töten. Was Ionen sind werden wir später noch sehen. Diese Bindung beruht darauf, dass ein Elektron des einen Atoms mit einem Elektron eines anderen Atoms einen Verband bildet, der Elektronenpaar heißt. Beide Atome teilen sich ihre Elektronen. Der Grund für Bindungen allgemein ist das erreichen der sogenannten Edelgaskonfiguration. Wie schon im ersten Kapitel erwähnt, ist die äußerste Schale eines Atoms dann voll, wenn sie 8 Elektronen besitzt. 8 Außenelektronen besitzen die sogenannten Edelgase, die noch später erwähnt werden. Helium besitzt wie schon vorher erwähnt nur zwei Außenelektronen, aber damit ist sein äußere Schale auch schon voll. Prinzipiell sind aber 8 Außenelektronen das Ziel aller Atome. Wasserstoff ist jedoch, genauso wie Helium ein Sonderfall. Wasserstoff besitzt nur eine Schale und ein Elektron. Seine Schale kann daher maximal nur 2 Elektronen fassen, wie auch die des Heliums. Verbindet sich nun ein Wasserstoffatom mit einem weiteren Wasserstoffatom so haben beide Wasserstoffatome eine aufgefüllte Elektronenschale, weil beide zusammen zwei Elektronen haben. Schnell erkennt man, dass ein H3-Molekül aufgrund dieser Tatsache unmöglich ist. Und nun versteht man auch warum eben Edelgase im Regelfall nicht mit anderen Stoffen reagieren. Sie befinden sich in einem sehr stabilen Zustand. Elemente die wenig oder überhaupt reagieren werden chemisch als edel bezeichnet. So ist Gold nicht nur als Sammelobjekt ein edler Stoff, sondern auch chemisch gesehen. Außer der Schreibweise der bisher verwendeten Formeln (Summenformeln) gibt es auch eine Schreibweise für die Außenelektronen und für Strukturformeln.

Die obere Schreibweise berücksichtigt die Außenelektronen. Ein Strich steht für zwei Außenelektronen und ein Punkt für ein Elektron. Die jeweils untere Schreibweise ist die abgekürzte Schreibweise, die man normalerweise für chemische Reaktionen verwendet. Bei der unteren Schreibweise muss sich jedoch links und rechts vom Reaktionspfeil dieselbe Teilchenanzahl befinden, weil es eine Gleichung ist. Im ersten Fall sieht man wie zwei Sauerstoffatome zu einem Sauerstoffmolekül reagieren. Bei der zweiten Reaktion reagieren zwei Stickstoffatome zu einem Stickstoffmolekül und im dritten Fall reagieren zwei Wasserstoffmoleküle mit einem Sauerstoffmolekül zu zwei Wassermolekülen. Wie man sieht ist in jedem der drei Fälle die Edelgaskonfiguration erreicht. Bei der ersten Reaktion können beide Sauerstoffatome, die sich in dem Sauerstoffmolekül, befinden auf 8 Elektronen zugreifen, denn 4 Elektronen bilden zwei Bindungen und 4 weitere Elektronen hat noch jedes Sauerstoffatom. Im zweiten Fall hat jedes Stickstoffatom im Stickstoffmolekül 2 Elektronen und 6 weitere Elektronen bilden 3 Bindungen und somit sind es wieder 8. Auch im letzten Fall besitzt das Sauerstoffatom 4 Elektronen und 4 weitere befinden sich in den beiden Bindungen zu den Wasserstoffatomen. Auf die beiden Elektronen der jeweiligen Bindungen können die Wasserstoffatome zugreifen und somit haben auch diese 2 Außenelektronen. Somit sind diese Bindungen relativ stabil. Wie man jedoch sieht gibt es nicht nur Einfachbindungen wie beim Wasser, sondern auch Doppelbindungen wie beim Sauerstoffmolekül oder sogar Dreifachbindungen wie beim Stickstoffmolekül. Darüber hinaus gibt es polare und unpolare Atombindungen. Verschiedene Elemente ziehen die Bindungselektronen verschieden stark an. Dies bezeichnet man als Elektronegativität. Wenn sich zwei Sauerstoffatome oder zwei Wasserstoffatome zu einem Wasserstoffmolekül verbinden, so sind diese unpolar. Diese Moleküle sind unpolar, weil zwei gleiche Atome auch die gleichen Elektronegativitäten haben. Die Kräfte, die zwischen unpolaren Molekülen wirken heißen van der Waals-Kräfte. Bei Wasser ist jedoch die Elektronegativität des Sauerstoffs viel größer als die des Wasserstoffs und somit ist der Sauerstoff ein wenig negativ geladen und der Wasserstoff ist ein wenig positiv geladen. Somit zieht sich das Sauerstoffatom des einen Wassermoleküls und das Wasserstoffatom des anderen Wassermoleküls an. Dies nennt man Wasserstoffbindung. Sie ist natürlich viel schwächer als eine Atombindung. Diese Polarität verursacht jedoch, dass Wasser einen viel höheren Schmelz- und Siedepunkt hat als beispielsweise Sauerstoff oder Wasserstoff, denn bei Wasser ist die Anziehung der einzelnen Moleküle viel stärker. Wasser ist somit ein Dipol. Im festen Zustand bilden Moleküle jedoch ein Molekülgitter, was jedoch aufgrund der geringen Anziehungskräfte ziemlich schwach und daher leicht verformbar, also weich, ist. Ionenbindung: Diese Bindungsart ist auch sehr verbreitet. Erst einmal muss man klären was jedoch Ionen sind. Ionen sind Atome die weniger Elektronen als Protonen haben oder die mehr Elektronen als Protonen haben. Auf jeden Fall sind Ionen nicht neutral, sondern sie sind entweder positiv oder negativ geladen. Bei verschiedenen kernphysikalischen Prozessen kann es sogar soweit kommen, dass nur noch Atomkerne übrig bleiben, aber das ist in der Chemie nicht der Fall. Für solche Prozesse benötigt man auch viel mehr Energie. Ionenverbindungen treten auf wenn sich Nichtmetalle mit Metallen verbinden. Nichtmetalle haben eine große Elektronegativität und ziehen Elektronen somit sehr stark an. Bei Metallen sind die Außenelektronen nicht sehr stark an das Atom gebunden. Es kann also dazu kommen, dass ein Nichtmetall einem Metall ein Elektron oder sogar mehr wegnimmt. Das wohl bekannteste Beispiel dürfte Kochsalz sein. Kochsalz besteht aus dem Metall Natrium (Na) und aus Chlor (Cl). Chlor nimmt dem Natrium ein Elektron weg und ist somit negativ geladen. Die korrekte Formel von Kochsalz lautet daher Na+Cl-. Das positive Ion heißt Kation und das negative Ion heißt Anion. Insgesamt gesehen ist der Stoff jedoch neutral, da es genauso viele Kationen wie Anionen gibt. Bei der Ionenbindung bilden sich somit keine Moleküle, auch wenn man es als Formel so schreibt, sondern es bleiben sich Ionen, die ein Kristallgitter bilden. Man nennt es auch Ionengitter. Außer dem bekannten Kochsalz gibt es noch viele weitere Salze und auch diese bestehen alle aus Ionen. Im festen Zustand sind Ionenverbindungen keine Stromleiter. Wenn man ein Salz jedoch in Wasser löst, dann löst man damit die Kristallstruktur und die Ionen können sich frei bewegen und leiten somit Strom. Die Löslichkeit von Salzen hängt von der Gitterenergie ab, die aufgebracht werden muss um diese Kristallgitter zu lösen. So löst sich Kochsalz (Natriumchlorid) sehr gut in Wasser, Calciumcarbonat (Marmor, Korallen) hingegen fast garnicht. Durch die Ladungen wirken zwischen Ionen stärke Kräfte als zwischen Molekülen und daher haben sie auch höhere Schmelz- und Siedepunkte. Hier folgt nun ein Beispiel für eine Ionenreaktion.

Bei der jeweils oberen Schreibweise werden korrekterweise die Ladungen mitberücksichtigt. Die untere Schreibweise beachtet die Ladungen nicht. Im ersten Fall sehen wir das bereits besprochene Kochsalz (Na+Cl-) und im zweiten Fall sehen wir den Fluorit (Ca2+F-2), der für Mineraliensammler ein Sammelobjekt ist. Mehr Informationen über den Flurorit finden Sie auf der Mineralien-Homepage. Man merkt beim Fluorit, der aus Calcium (Ca) und Fluor (F) besteht, dass dem Calcium-Ion sogar zwei Elektronen fehlen. Um dies auszugleichen kommen auf ein Calcium-Kation zwei einfach negativ geladene Fluorionen. Allgemein betrachtet ist es schwierig mehrere Elektronen aus dem Elektronenverband zu lösen. Wichtig bei dieser Betrachtung ist, dass Atome im Vergleich zu ihren Kationen größere Radien haben und im Vergleich zu ihren Anionen kleinere Radien haben was auch ziemlich logisch ist. Bei großen Atomradien ist es allgemein einfacher ein Außenelektron zu entfernen, weil es weiter vom Kern weg ist und somit ist die Anziehung auch geringer. Die Atomradien nehmen innerhalb der Gruppen des Periodensytems von oben nach unten zu, weil nach jeder Periode eine Schale hinzukommt, die auch weiter vom Kern entfernt ist. Innerhalb der Perioden nehmen die Atomradien von links nach rechts ab, weil die positiven Ladungen im Kern zunehmen und die Außenelektronen somit stärker anziehen. Edelgasen haben folglich sehr kleine Radien und auch das beweist wieder ihre chemische Widerstandsfähigkeit gegen Bindungen. Caesium hingegen hat einen sehr großen Atomradius und ist daher auch sehr reaktionsfreudig und somit unedel. Übergang zwischen Atom- und Ionenbindungen: Es gibt Stoffe die einen Übergang zwischen einer Atombindung und einer Ionenbindung darstellen. Diese Stoffe bestehen beispielsweise aus einem Metall und einem Nichtmetall oder einem Halbmetall und einem Nichtmetall. Das Nichtmetall ist dabei sehr stark polar und versucht das Bindungselektron des anderen Partners an sich heranzuziehen. Es gelingt dem Nichtmetall jedoch nicht ganz und somit bilden sich keine Ionen. Dennoch unterscheidet sich diese Bindung von den normalen Atombindungen druch die hohe Polarität. Solche Verbindungen bilden sehr harte Kristalle aus und haben sehr hohe Schmelzpunkte. Beispielsweise hat Siliciumdioxid (SiO2) einen Schmelzpunkt von 1710 Grad Celsius. Silicium (Si) ist ein Halbmetall. Durch diese Eigenschaften sind viele solcher Stoffe wichtige Werkstoffe. Gläser aus Quarz (Siliciumdioxid) werden oft eingesetzt, wenn es darum geht hohen Temperaturen standzuhalten und außerdem eignet sich Quarzglas zum aufbewahren vieler Säuren, da es sehr säureresitent ist. Mehr über Quarz können Sie auf der Mineralien-Homepage erfahren. Bei diesen Stoffen bildet sich daher kein Molekülgittern, sondern ein Atom-Ionen-Gitter was einen Übergang darstellt. Allgemein sind diese Stoffe dem Diamanten sehr ähnlich. Da Diamant aus reinem Kohlenstoff (C) besteht bildet es zwar keine Moleküle, aber dennoch ein sehr stabiles Atomgitter. Obwohl sich dieses Atomgitter und der Diamant an sich von diesen Übergangsverbindungen unterscheiden sind ihre Eigenschaften sehr ähnlich. Diese Stoffe sind beispielsweise im Wasser unlöslich. Der Diamant ist der härteste bekannte Stoff, was wieder eine Ähnlichkeit darstellt. Metallbindung: Es gibt auch noch die Metallbindung, die zwischen Metallen auftritt. Hier sind die Außenelektronen innerhalb des Metallkörpers frei beweglich. Diese frei beweglichen Elektronen stellen jedoch eine Verbindung zwischen den Metallatomen dar. Dadurch entsteht auch hier ein Gitter, was dann Metallgitter genannt. Diese Kräfte die zwischen den Elektronen und den Atomen sind sehr stark, da man Metalle stakr biegen kann und sie dennoch sehr großen Widerstand leisten. Dadruch, dass jedoch alle freien Elektronen sich mit den Protonen der Metallatome die Waage halten sind Metalle nach außen hin neutral. Metalle können untereinander jedoch keine Atombindungen eingehen. Die freien Elektronen gehören im Vergleich zur Atombindung nicht nur zwei Atomen, sondern allen Atomen. Diese freien Elektronen sind auch der Grund für die Leitfähigkeit von Metallen und zwar auch im festen Zustand. Bei der Ionenverbindung sind die Ionen im festen Zustand nicht frei beweglich, weil sie in einem Gitter gefangen sind. Die Elektronen bei der Metallbindung bewegen sich jedoch zu jeder Zeit. Metalle sind daher sehr gute Leiter. Silber ist der beste Leiter überhaupt. Oft vergleicht man diese Elektronen mit einem Gas, welches man dann Elektronengas nennt. Dieses Elektronengas ist auch für den metallischen Glanz und die Undurchsichtigkeit von Metallen verantwortlich. Die metallische Bindung ist sehr wichtig, da Metalle im Periodensystem deutlich überwiegen.