Chemische Bindung

Chemische Bindung ist die Bezeichnung für den Zusammenhalt der kleinsten Teilchen in chemischen Stoffen. Die kleinsten Teilchen können Atome, Anionen, Kationen oder Moleküle sein. Durch Lösen und Knüpfen von chemischen Bindungen in einer chemischen Reaktion entstehen Stoffe mit neuen Eigenschaften.

Inhaltsverzeichnis
1 Übersicht

1.1 Starke Bindungen

1.1.1 Beispiele

1.2 Schwache Bindungen

2 Oktettregel und “Wertigkeit” der Elemente

2.1 Beispiele

3 Erklärungsmodelle

3.1 Donor-Akzeptor-Prinzip

3.1.1 Ionenbindung
3.1.2 Metallbindung
3.1.3 Atombindung (Kovalenzbindung)
3.1.4 Schwache Wechselwirkungen

3.1.4.1 Beispiele

3.2 Elektrostatische Anziehung

4 Räumliche Ausrichtung
5 Bindungslänge
6 Bindungsstärke und Bindungsenergie
7 Weblinks

Übersicht

Starke Bindungen

Die Stoffe zeichnen sich durch hohe Bindungs- oder Gitterenergien aus. Dadurch ergeben sich hohe Festpunkt- und Kochpunkte.

Bindungsart Bindungspartner
Atombindung (Synonyme sind Kovalente Bindung, Elektronenpaarbindung) Nichtmetalle (in Komplexen auch Ionen)
Ionenbindung Nichtmetalle und Metalle
Metallbindung Metalle

Innerhalb des Periodensystems nimmt der Metallcharakter der Atome von links nach rechts ab und von oben nach unten zu. Entsprechend findet man fließende Übergänge zwischen den drei Bindungsarten, an welchen Metalle und Nichtmetalle beteiligt sind.

Beispiele

Innerhalb der Verbindungen des Chlors mit den Elementen der 3. Periode des Periodensystems nimmt der Ionencharakter der Bindungen immer mehr ab und der kovalente Charakter zu:
thumb|Übergänge zwischen Ionen- und Atombindung
Innerhalb der Verbindungen des Natriums mit den Elementen der 3. Periode nimmt der Metallcharakter der Bindungen immer mehr ab und der Ionencharakter immer mehr zu:
thumb|Übergänge zwischen Metall- und Atombindung
Innerhalb der Metallgitter oder Moleküle der Elemente der 3. Periode nimmt der Metallcharakter immer mehr ab und der kovalente Charakter zu.
thumb|Übergänge zwischen Metall- und Ionenbindung

Schwache Bindungen

Sie bilden sich in der Regel zwischen Molekülen aus und beeinflussen die spezifischen physikalischen Eigenschaften wie Siede- und Festpunkt. In Makromolekülen (zum Beispiel Polypeptide) treten sie auch als innermolekulare Bindungen auf. (Bei sehr schwachen Bindungen wird statt des Begriffs Bindung der Begriff Wechselwirkung verwendet.)

Oktettregel und “Wertigkeit” der Elemente

Walter Kossel (1915) und Gilbert Newton Lewis (1916) entwickelten die Oktettregel zur Erklärung der Zahlenverhältnisse der Elemente in chemischen Bindungen:

Die Elementatome sind bestrebt, durch chemische Bindung die im Periodensystem nächst gelegene Edelgas-Konfiguration zu erreichen in dem sie die entsprechende Zahl an Elektronen abgeben oder aufnehmen.

Beispiele

Die Bezeichnung Oktett-Regel leitet sich von den acht Valenzelektronen der Edelgase ab.

Diese Regel gilt allerdings nur in der 1. und 2. Periode der Hauptgruppenelemente ohne Einschränkung. Bei den Hauptgruppenelementen der übrigen Perioden können auch andere Konfigurationen erreicht werden. So hat der Schwefel in der Schwefelsäure 12 Elektronen. Die Nebengruppenelemente erreichen zuweilen andere, relativ stabile Konfigurationen.

Erklärungsmodelle

Donor-Akzeptor-Prinzip

Entsprechend der Oktettregel kommt eine chemischen Bindung formal dadurch zustande, dass Nichtmetallatome als Bindungspartner Elektronen aufnehmen und Metalle Elektronen abgeben:

Ionenbindung

Sie wird zwischen Metall- und Nichtmetallatom dadurch ausgebildet, dass das Metallatom seine Valenzelektronen vollständig an das Nichtmetallatom abgibt. Dadurch entsteht aus dem Metallatom ein Kation und aus dem Nichtmetallatom ein Anion. Auf Grund der elektrostatischen Anziehung zwischen diesen Ionen entsteht ein Ionengitter.

Beispiel: Formale Bindungsbildung von Kalziumchlorid

\cdot Ca \cdot + 2 \cdot \overline{\underline{Cl|}} \rightarrow Ca^{2+} + 2 \overline{\underline{|Cl|}}^-

Metallbindung

Da alle Bindungspartner Metalle sind, geben auch alle Atome Valenzelektronen ab. Die dadurch entstandenen Metallkationen werden durch die jetzt frei beweglichen Elektronen zusammengehalten, es entsteht ein Metallgitter.

Beispiel: Formale Bindungsbildung von Natrium als Metallgitter

Na \cdot + \cdot Na \rightarrow Na^+ \left( : \right) ^+Na

Atombindung (Kovalenzbindung)

Da alle Bindungspartner Nichtmetalle sind, nehmen auch alle Atome Valenzelektronen auf. Dadurch entstehen Moleküle oder Atomgitter, die durch bindende Elektronenpaare zusammengehalten werden. (Näheres siehe bei Atombindung.)

Schwache Wechselwirkungen

Bei Dipol-Dipol-, Dipol-Ion- und Van-der-Waals-Wechselwirkungen kann kein vollständiger Elektronenübergang oder Ausbildung von bindenden Elektronenpaaren formuliert werden. Hier findet nur eine Verschiebung von negativer Ladung innerhalb eines Moleküls statt, wodurch elektrische Dipole entstehen, die andere Dipole oder Ionen anziehen können (siehe polare Atombindung).

Beispiele

In Proteinen können alle Arten der schwachen Wechselwirkung sowie Ionen- und Atombindungen auch innerhalb eines einzigen Polypeptid-Moleküls auftreten.

Elektrostatische Anziehung

Alle chemischen Bindungen und Wechselwirkungen lassen sich auf elektrostatische Anziehung zwischen entgegengesetzten Ladungen zurückführen. Übersicht:

Bindungstyp positiv geladen negativ geladen
Ionenbindung Kationen Anionen
Metallbindung Kationen (auch „Atomrümpfe“ genannt) frei bewegliche Elektronen zwischen den Kationen ( auch als „Elektronengas“ bezeichnet)
Atombindung Atomkerne Elektronenhülle
Wasserstoffbrückenbindung durch Bindung an O, N oder F positiv polarisiertes Wasserstoffatom O, N oder F mit mindestens einem nichtbindenden Elektronenpaar
Dipol-Dipol-Wechselwirkung positiv polarisiertes Atom eines Moleküls negativ polarisiertes Atom eines Moleküls
Dipol-Dipol-Wechselwirkung Kation negativ polarisiertes Atom eines Moleküls
Dipol-Ion-Wechselwirkung positiv polarisiertes Atom eines Moleküls Anion
Van-der-Waals-Bindung positiv polarisiertes Atom eines Moleküls negativ polarisiertes Atom eines Moleküls


Erläuterungen zu der Übersicht:

Räumliche Ausrichtung

In Molekülen und Atomgittern ist die räumliche Ausrichtung der Bindungspartner von der Geometrie der Atomorbitale abhängig. (Näheres siehe dazu unter Atombindung.)

In Metall- und Ionengittern hängt die räumliche Struktur von der Größe der Bindungspartner ab, die sich auf einer gedachten Kugeloberfläche anordnen. (siehe dazu Kugelpackung, Kristallstruktur).

Permanente oder induzierte Dipolmoleküle richten sich zueinander so aus, dass ihre entgegengesetzt geladenen Molekülteile zueinander weisen und die Teile mit gleicher Partialladung einen möglichst großen Abstand voneinander haben.

Bindungslänge

Dies ist der Abstand der Mittelpunkte der Atome oder Ionen bei chemischen Bindungen.

Bei kristallinen Festkörpern mit Ionen- oder Metallgitter lassen sich die Abstände der Gitterbausteine durch Röntgen- oder Elektronenbeugung ermitteln. Da in Kristallgittern unterschiedliche Abstände der Netzebenen gemessen werden können, wird in Tabellen in der Regel der kleinste Abstand als Bindungslänge angegeben.

Im Kalziumfluorid beträgt der Abstand zwischen den Kalziumkationen Ca2+ und den Fluorid-Anionen F- 235 pm. In Metallgittern beträgt der Abstand je nach Atomgröße zwischen 200 pm und 500 pm.

Zur Atombindung siehe dort

Wasserstoffbrückenbindungen weisen je nach Polarisierungsgrad Abstände zwischen 120 pm und 300 pm auf.

Bindungsstärke und Bindungsenergie

Eine Bindung ist um so stärker, je mehr Energie bei ihrer Bildung frei wird. Umgekehrt gilt auch: Je stärker ein Bindung ist, um so mehr Energie muss aufgewandt werden, um sie zu lösen und um so weniger reaktiv ist die Verbindung oder das Element.

Als Bindungsenergie wird bei Ionenverbindungen die Gitterenthalpie angegeben, das ist die Enthalpie, die aufgewandt werden muss, um einen festen Kristall in die Gasphase zu überführen, in der die Ionen frei beweglich sind.

Die Gitterenthalpie hängt einerseits von der Größe der beteiligten Ionen ab: Je größer die Ionen, desto kleiner ist die Gitterenergie, da die Anziehungskräfte mit zunehmender Entfernung der positiven Kerne von der negativen Elektronenhülle des Bindungspartners abnehmen.

Beispiele: Gitterenthalpie der Fluoride der Alkalimetalle bei 25 °C in kJ pro mol:

Name Formel Ionenradius der einwertigen Alkalimetall-Kationen X+ in pm Gitterenthalpie
Lithiumfluorid LiF 74 1039
Natriumfluorid NaF 102 920
Kaliumfluorid KF 138 816
Rubidiumfluorid RbF 149 780
Cäsiumfluorid CsF 170 749


Andererseits hängt die Gitterenergie von der elektrischen Ladung der beteiligten Ionen ab: Je größer die Ladungen, desto größer sind die Anziehungskräfte und um so größer ist die Gitterenergie.

Beispiele: Gitterenthalpie bei 25 °C in kJ pro mol (in den Beispielen ändert sich der Ionenradius nur wenig):

Name Formel Kationen Anionen Gitterenthalpie
Natriumchlorid NaCl Na+ Cl- 920
Magnesiumchlorid MgCl2 Mg2+ Cl- 2502
Natriumsulfid Na2S Na+ S2- 2207
Magnesiumsulfid MgS Mg2+ S2- 3360


Die höchste Gitterenthalpie weist Aluminiumoxid Al2O3 (Al3+ und O2-) mit 15157 kJ/mol auf.

Für die Anziehungskraft K zwischen zwei entgegengesetzt geladenen Ionen mit der Ladungsmenge e1 und e2 im Abstand r gilt die mathematische Beziehung

K = \frac {e_1 \cdot e_2}{r^2}

Als Maß für die Bindungsstärke bei der Metallbindung kann die Schmelztemperatur verwendet werden: Je höher die Schmelztemperatur, desto stärker sind die Bindungskräfte. diese hängen wieder sowohl vom Abstand der Metallkationen als auch von der Zahl der abgegebenen Elektronen ab: Je mehr Valenzelektronen abgeben werden und je kleiner der Gitterabstand, um so größer sind die Bindungskräfte und damit die Schmelztemperaturen.

Name Formel des Metallkations Gitterabstand in pm Festpunkt in °C
Natrium Na+ 430 98
Kalium K+ 530 63
Kalzium Ca2+ 550 851


Die Bindungsenthalpie der Atombindung ist durch die Enthalpieänderung bei der Dissoziation von Molekülen in ihre Atome in der Gasphase definiert. Sie hängt, wie die Bindungslänge (siehe oben), sowohl von der Größe der gebundenen Atome als auch von der Zahl der bindenden Elektronenpaare ab: Je größer der Radius der Bindungspartner, desto größer ist ihr Abstand und desto kleiner ist die Bindungsenergie. Bei Bindungen zwischen gleichartigen Atomen lässt sich erkennen, dass ihr Abstand auch von der Zahl der bindenden Elektronenpaare abhängt:

Name Formel Bindung Bindungslänge in pm Bindungsenthalpie in kJ pro mol
Chlor Cl2 Cl-Cl 199 242
Brom Br2 Br-Br 228 193
Ethan C2H6 C-C 154 348
Ethen C2H4 C=C 134 614
Ethin C2H2 C≡C 120 839

Für delokalisierte Atombindungen gilt entsprechend, dass sie energieärmer als eine Mehrfachbindung, aber energiereicher als eine Einfachbindung sind. So beträgt die Bindungsenthalpie im Benzol 147 kJ/mol.

Die intermolekularen Wechselwirkungen haben nur noch 10 % der Bindungsstärke der starken Bindungen. Dennoch haben sie einen starken Einfluss auf Fest- und Kochpunkte der Stoffe:

Bei der Wasserstoffbrückenbindung beträgt die Bindungsenthalpie bei starker Polarisierung der Bindungspartner mindestens 40 kJ/mol, bei schwacher Polarisierung höchstens 20 kJ/mol. Sie ist verantwortlich dafür, dass der Siedpunkt von Wasser bei 100 °C liegt, während der Siedepunkt von Schwefelwasserstoff –83 °C beträgt (siehe Siedepunktanomalie)

Die Stärke der Ion-Dipol-Wechselwirkung ergibt sich aus der Formel

K = \frac {e_1\cdot \mu_1}{r^3}

e1: Ionenladung
µ1: Dipolmoment

Die Stärke der Dipol-Dipol-Wechselwirkung ergibt sich aus der Formel

K = \frac {\mu_1\cdot \mu_2}{r^4}

µ1,2: Dipolmomente

Die Bindungsenthalpie der Van-derWaals-Wechselwirkung liegt bei einer Größenordnung von 1 kJ/mol. Ihre Betrag hängt vom Dipolmoment der Teilchen ab. Da es sich aber hier um induzierte Dipole handelt, spielt auch die Polarisierbarkeit der zunächst unpolaren Atome eine Rolle: Große „weiche“ Atome lassen sich leichter polarisieren als kleine „harte“. Dies lässt sich an den Siedepunkten der Edelgase ablesen, die mit zunehmender Größe zunehmend stärkere Van-der-Waals-Wechselwirkungen ausbilden und damit zunehmend mehr Energie benötigen, um diese Anziehungskräfte zu überwinden und in die Gasphase überzutreten.

Name Formel Atomradius in pm Siedepunkt in °C
Helium He 122 -269
Neon Ne 160 -246
Argon Ar 191 -186
Krypton Kr 198 -152
Xenon Xe 216 -108
Radon Rn   -62

Die Siedepunkte unpolarer Moleküle hängen allerdings auch von der Oberfläche ab, mit der sie zu benachbarten Molekülen Van-der-Waals-Wechselwirkungen ausüben können. So beträgt der Siedepunkt des linearen, unverzweigten n-Pentans 36,1 °C, während das isomere 2,2-Dimethyl-propan mit der selben molaren Masse einen Siedepunkt von 9,5 °C hat, da es nahezu kugelförmig ist und damit eine geringere „Berührungsfläche“ zu Nachbarmolekülen hat.

Bei geringen Bindungsenergien, die hauptsächlich durch elektrische Anziehungskräfte zustande kommen, spricht man von Physisorption. Zu der Physisorption gehört z.B. die Van-der-Waals-Bindung oder die Wasserstoffbrückenbindung.

Bei größeren Bindungsenergien spricht man von Chemisorption, bei der die beteiligten Elektronen-Orbitale überlappen und so zu einer Bindung führen. Zur Chemisorption gehört die kovalente Atombindung und die Komplexbindung.

Von Physisorption spricht man bei Bindungsenergien im meV-Bereich, von Chemisorption im eV-Bereich und größer. Eine genaue Grenze zwischen beiden ist oftmals nicht möglich.

Weblinks

Umfangreiche Erklärungen zur chemischen Bindung

See also: Chemische Bindung, Alkalimetall, Aluminiumoxid, Anion, Anziehungskraft, Argon, Atom, Atombindung, Benzol, Bindungsenergie