Chemische Bindungen

Chemische Bindungen: Primärbindungen

Zu den Primärbindungen gehören starke Bindungen, wie die Ionenbindung, die Elektronenpaarbindung oder die Metallbindung. Diese werden intramolekulare Kräfte genannt.

Ionenbindung

Die Ionenbindung besteht zwischen Metallen und Nichtmetallen. Es muss zwischen den zwei Bindungspartnern ein Elektronegativitätsunterschied von größer als 1,9 vorliegen, damit eine Ionenbindung entstehen kann. Nur dann können Elektronen vollständig vom positiven Partner an den elektronegativeren Partner abgegeben werden.

Nach der Elektronabgabe wird das Metallatom zum Kation: Es wird zum positiv geladenen Ion. Aus dem Nichtmetallatom wird nach Elektronaufnahme ein Anion: Es wird zum negativ geladenen Ion. Aufgrund der unterschiedlichen Ladungen entsteht ein Ionengitter. Dieses wird dadurch stabilisiert, dass sie die unterschiedlichen Ladungen anziehen, gleiche Ladungen sich aber auch abstoßen. So kommen die jeweiligen Abstände zwischen den Ionen auch zustande.

Nur mit viel Wärmezufuhr kann die kinetische Energie der Ionen so weit ansteigen, dass sie die Gitterkräfte überwinden und das Gitter des Ions auflösen. An diesem Punkt hat die ionische Verbindung ihre Schmelztemperatur erreicht, die für diese Substanzen relativ hoch ist.

Ionenbindungen bestehen hauptsächlich bei Salzen.

Atombindung oder Elektronenpaarbindung

Die Atombindung hat viele Namen. Sie wird auch Elektronenpaarbindung oder kovalente Bindung genannt. Hierbei teilen sich zwei Elemente ein oder mehrere gemeinsame Elektronenpaare. Die Elektronenpaarbindung entsteht zwischen Nichtmetallen, wobei jedes Atom Valenzelektronen teilweise aufnimmt, sodass jedes Atom Elektronen in die Bindung einbringt.

Es wird unterschieden zwischen polaren und unpolaren Atombindungen. Welche der Fall ist, hängt von den beteiligten Elementen und deren Elektronegativität ab.

Metallische Bindung

Metallische Bindungen unterscheiden sich grundsätzlich von anderen Bindungen, wie zum Beispiel von ionischen oder kovalenten Bindungen, denn sie teilen sich keine Elektronen oder tauschen diese aus.

Durch die hohe Elektronegativität der Metalle geben die beteiligten Metalle ihre Valenzelektronenkomplett ab. Das führt dazu, dass die Metallrümpfe positiv geladen sind und ein Gitter untereinander bilden.

Die abgegebenen Elektronen lassen sich nicht mehr zu einem bestimmten Atom zuzuordnen, sondern bewegen sich frei in diesem Metallgitter. Durch diese freie Beweglichkeit bezeichnet man diese Elektronen auch als Elektronengas.

Abbildung 2: Metallische Bindungen

Chemische Bindungen: Sekundärbindungen

Zu den Sekundärbindungen zählt man die schwachen Bindungen, wie die Van-der-Waals-Kräfte oder die Wasserstoffbrückenbindung. Diese bezeichnet man auch als intermolekulare Kräfte.

Wasserstoffbrückenbindung

Die Wasserstoffbrückenbindung gehört zu den schwachen chemischen Bindungen und ist eine zwischenmolekulare Kraft. Sie besteht zum Beispiel in Wasser (H₂O) und kann nur entstehen, wenn ein Wasserstoffatom an ein Atom mit einer viel höheren Elektronegativität gebunden ist, wie unter anderem Sauerstoff.

Ein Wassermolekül besteht aus einem Sauerstoff und zwei Wasserstoffatomen. Dabei zieht das Sauerstoffatom die einzigen Valenzelektronen des Wasserstoffatoms zu sich. Somit entsteht eine kovalente, polare Bindung. Hier ist der Sauerstoff negativ (δ^- ) und das Wasserstoff positiv (δ⁺) geladen.

Durch diese entstandene Bindung kann der Sauerstoff leichte Wechselwirkungen zu Wasserstoffatomen von anderen Wassermolekülen eingehen. Diese Wechselwirkung bezeichnet man als Wasserstoffbrückenbindung, welche relativ schwach ist und Grund für den flüssigen Zustand ist.

Abbildung 3: Wasserstoffbrückenbindung

Van-der-Waals-Kräfte

Van-der-Waals-Kräfte sind die schwächsten chemischen Bindungen. Sie sind zudem auch die schwächsten zwischenmolekularen Kräfte. Sie entstehen, wenn sich zwei unpolare Moleküle nähern.

Wenn diese sich nah genug kommen, können kurzfristige unsymmetrische Ladungsverteilungen der Elektronen innerhalb ihrer Atomhülle entstehen, sodass Dipole gebildet werden. Aufgrund des induzierten Dipols, werden die Moleküle schwach polar.

Dipol-Dipol-Kräfte

Unter den sogenannten Dipol-Dipol-Kräften bzw. Dipol-Dipol-Wechselwirkungen versteht man Kräfte, die zwischen Molekülen herrschen, welche ein permanentes elektrisches Dipolmoment besitzen. Die Stärke des Dipol-Dipol-Kräfte ist abhängig von Entfernung und relativer Orientierung des Dipols.

Diese Bindung zwischen zwei Dipol-Molekülen ist mit Abstand schwächer als die kovalente Bindung, die Metallbindung und die Ionenbindung.

Chemische Bindungen: VSEPR Modell

Die Abkürzung VSEPR steht für Valence Shell Electron Pair Repulsion, was auf Deutsch so viel bedeutet wie Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßung und auch EPA-Modell (Elektronenpaarabstoßungsmodell) genannt wird.

Dieses Modell zeigt die räumliche Gestalt eines Moleküls, indem es auf die abstoßenden Kräfte zwischen den Elektronenpaaren der Valenzschale zurückgreift. Diese Strukturen basieren auf der Prämisse, dass freie Elektronenpaare mehr Platz einnehmen als Bindungspaare und dass sich die an einem Molekül beteiligten Atome so anordnen, dass der Abstand zwischen den freien Elektronenpaaren und der Bindung maximal ist. Eine Folge dessen ist die typische tetraedrische Struktur einiger Moleküle, die du sicherlich kennst.In der untenstehenden Grafik siehst du die Struktur eines tetraedrischen Moleküls. Neben dieser Struktur gibt es noch sehr viele andere Erscheinungsformen, wie unter anderem lineare, gewinkelte oder pyramidale Molekülstrukturen.

Abbildung 5: VSEPR-Modell

Chemische Bindungen: Zusammenfassung

Hier ist eine Übersichtstabelle mit allen chemischen Bindungen, die es gibt: