Chemische Bindung

Definition: Zusammenhaltende Kräfte zwischen den Teilchen als Folge von Ladungen. Die Triebkraft ist das Streben nach einem Energiearmen Zustand => 8 Valenzelektronen zu haben.

Triebkraft zur Bindung

Mit Ausnahme der Edelgasatome kommen alle Elemente in der Natur nur in Form von Verbindungen vor. Daraus wurde abgeleitet, dass sich die Valenzelektronen der Edelgase (8. Hauptgruppe) in einem besonders günstigen Zustand befinden. Mit Ausnahme von Helium besitzen alle Edelgasatome acht Valenzelektronen ein so genanntes Elektronenoktett.
Alle Atome haben nun das Bestreben, dieses Elektronenoktett zu erreichen; dieses kann durch das Verbinden der Atome erreicht werden.

Einige Beispiele:

Natrium hat ein Valenzelektron und ist neutral geladen. Valenzelektronen sind negativ geladen. Wenn man das Valenzelektron vom Natrium wegnimmt, ist es nun positiv geladen.

Chlor hat sieben Valenzelektronen. Wenn man dem Chlor ein Valenzelektron dazugibt, ist es nun negativ geladen.

Das positiv geladene Natriumatom und das negativ geladene Chloratom ziehen sich gegenseitig an. Sie verbinden sich nun zu Natriumchlorid (NaCl), besser bekannt als Kochsalz. Zur Schreibweise: Es wird immer das Metall zuerst geschrieben.

• Na - 1e^- = Na⁺
• Cl + 1e^- = Cl^-
• Na⁺ + Cl^- => NaCl

Aluminium hat drei Valenzelektronen. Wenn man sie wegnimmt, wird Aluminium nun dreifach positiv geladen. Das sieht dann so aus: Al - 3e^- = Al⁺⁺⁺

Chlor hat aber nur ein Valenzelektron. Damit es sich mit Aluminium bindet, braucht es drei Chloratome. In der Reaktionsgleichung werden Klammern eingesetzt:

• Al - 3e^- = Al⁺⁺⁺
• 3(Cl + 1e^- = Cl^-)
• Al⁺⁺⁺ + 3Cl^- => AlCl₃

Im Periodensystem kann man nachsehen, wie viele Valenzelektronen die Atome haben. Atome in der 1. Hauptgruppe haben ein Valenzelektron, Atome in der 5. Hauptgruppe haben fünf Valenzelektronen, usw. Leider binden sich die Elemente in der Praxis nicht immer so, wie sie es theoretisch tun sollten.

Weitere Beispiele von Bindungen:

• Mg⁺⁺ + I^- => MgI₂
• 2Na⁺ + O^-- => Na₂O
• 2Al⁺⁺⁺ + 3O^-- => Al₂O₃
• Sn⁺⁺⁺⁺ + F^- => SnF₄

Je nachdem, wie sich die Elektronenhüllen der Atome beim Erreichen des Elektronenoktetts verändern, werden verschiedene Hauptbindungsarten unterschieden:

Ionenbindung

Betrachtet man im Periodensystem die Zahl der Valenzelektronen bei den Metall- und Nichtmetallatomen, so stellt man folgendes fest: Metallatome haben vier oder mehr Valenzelektronen, Nichtmetallatome vier oder weniger.

Weil ja alle Atome 8 Valenzelektronen besitzen möchten, ergänzen sich die beiden Atomarten sehr gut. Die Metallatome geben ihre Valenzelektronen an die die Nichtmetallatome ab, es entstehen Ionen. Ein Ion ist ein Teilchen, welches durch Abgabe von Elektronen positiv oder durch Aufnahme von Elektronen negativ geladen ist. Positiv geladene Ionen heissen Kationen, negativ geladene Ionen heissen Anionen.

Die ungleich geladenen Ionen ziehen sich an und verbinden sich zur Ionenbindung. Ionenbindungen sind Salze.

Physikalische Eigenschaften von Salzen

• Salze bilden Kristallgitter
• Salze haben einen hohen Schmelzpunkt (NaCl 800°C)
• Salze sind überaus spröde (nicht walzbar)
• Salze leiten den elektrischen Strom in gelöstem oder geschmolzenem Zustand

Um Salze in reine Atome zu zerlegen wird häufig die Elektrolyse angewendet.

Definition Elektrolyse: Zerlegung von Salzen (Ionenverbindungen) in die Elemente (Metall / Nichtmetall) mit Hilfe von Gleichstrom.

Zwei Elektroden (Anode + und Kathode -) werden in eine Salzlösung getaucht und eine Gleichspannung angelegt. Die negativ geladenen Ionen wandern zur Anode und geben ihre überschüssigen Elektronen ab. Diese fliessen zur Kathode, wo sie von den positiv geladenen Ionen aufgenommen werden.

Damit die Ionen zu den Elektroden wandern, müssen die Elektronen beweglich (gelöst oder geschmolzen) sein. Eine Ionenlösung bzw. eine Ionenschmelze nennt man Elektrolyt.

Atombindung

Zählt man die Valenzelektronen von Nichtmetallatomen, so stellt man fest, dass die meisten vier oder mehr Valenzelektronen besitzen. Alle Nichtmetallatome wollen also Valenzelektronen aufnehmen.

Ein Elektronenoktett durch Aufnahme und Abgabe von Elektronen ist daher nicht möglich. In diesem Fall tritt ein „gemeinsames Teilen" von Valenzelektronen ein. Die geteilten Elektronen befinden sich zwischen den beiden Atomen und ziehen mit ihrer negativen Ladung die beiden Atomkerne an. Die entstehenden Moleküle tragen keine Ladung und können daher den Strom nicht leiten; sie sind Isolatoren. Wegen dem Fehlen der Ladungen ziehen sich solche Moleküle weniger an und sind daher viel flüchtiger als Salze.

Beispiele von Atombindungen:

• Methan (Gas)
• Kohlendioxid (Gas)
• Alkohol (leichtflüchtig)

Metallbindung

Untersucht man typische Metallatome bezüglich ihrer Valenzelektronen, so kann man folgendes erkennen: Metallatome haben wenig Valenzelektronen, die zudem weit weg vom Kern sind. Die Valenzelektronen sind somit nur schwach am Atom gebunden und damit leicht abspaltbar bzw. beweglich.

Die Metallatome bilden eine kristalline Gitterstruktur, die aus Metallionen besteht. Die Valenzelektronen sind zwischen den Metallionen frei beweglich, sie bilden eine Art Elektronengas. Die Elektronen können sich in der Elektronenwolke frei bewegen, sie aber nicht verlassen. Da sich unterschiedliche elektrische Ladungen anziehen, hält die Elektronenwolke den Metallionenverband wie eine Art "Elektronenkitt" zusammen. Dieses besondere Bindungsverhältnis ist verantwortlich für die typischen Metalleigenschaften.

Typische Metalleigenschaften

Gute elektrische Leitfähigkeit: Die Elektronen lassen sich im Metallgitter gut verschieben. Werden die Metalle erhitzt, fangen die Metallionen an zu schwingen und die Leitfähigkeit nimmt ab.

Gute Wärmeleitfähigkeit: Die Metallionen und das Elektronengas können im Metallgitter gut schwingen.

Gute Verformbarkeit (Duktilität): Die Metallionen können im Metallgitter gut verschoben werden. Ist die Krafteinwirkung gering, so werden sie nur leicht von ihrem Gitterplatz verdrängt und federn wieder zurück. Sie verformen sich elastisch. Bei grosser Krafteinwirkung fällt die ganze Metallionenlage in eine Lücke der unteren Metallionen. Diese neue stabile Lage bleibt auch erhalten, wenn die Kraft weggenommen wird. Der Körper hat sich plastisch verformt.
Bei noch grösserer Belastung wird die Metallionenlage wieder auf die unteren Metallionen drauf geschoben, dann wieder in eine Lücke, usw. bis der Werkstoff bricht.

Legierungsbildung möglich: Die Metallionen lassen sich im Metallgitter gut durch andere ersetzen.

Kristallgitter von Metallen

Anders als die freien Elektronen, nehmen die Metallionen in einem Metall nach ganz bestimmten Gesetzmässigkeiten feste Plätze ein. Diese Anordnung wird als Raumgitter oder Kristallgitter bezeichnet. Die kleinste, immer wiederkehrende Einheit des Raumgitters, nennt man Elementarzelle.

Kubisch-raumzentriertes Kristallgitter (krz)

Beim kubisch-raumzentrierten Kristallgitter bilden die Metallionen einen Würfel. Ein Metallion befindet sich noch in der Würfelmitte. Chrom, Wolfram, Molybdän, Vanadium und Eisen bei Temperaturen unter 911°C haben ein solches Raumgitter.

Kubisch-flächenzentriertes Kristallgitter (kfz)

Das kubisch-flächenzentrierte Kristallgitter (kfz) besteht ebenfalls aus einen Würfel. Zusätzlich befindet sich ein Metallion in der Mitte der Seitenflächen. Diese Kristallform haben Aluminium, Kupfer, Nickel, Silber und Eisen über 911°C.

Hexagonales Kristallgitter (hex)

Hexagonale Kristallgitter bestehen aus einem Prisma von Metallionen. Zuunterst liegt ein Sechseck von Ionen, ein Ion befindet sich in der Mitte. Die nächste Schicht bildet ein Dreieck, und zuoberst wieder ein Sechseck. Ein hexagonales Kristallgitter besitzen Magnesium, Zink, Titan und Cadmium.