Lernmaterialien für Werkstoffkunde an der Hochschule Aalen

Als Folge der interatomaren Wechselwirkungen kommt es nun nicht nur zur anziehenden Kräften zwischen den  miteinander reagierenden Atomen, sondern daneben gleichzeitig auch zu abstoßenden Kräften.

Neben der stets zwischen zwei Massen gegebenen Newtonschen Anziehung wirken zwischen den Ionen und Atomen aufgrund der zuvor erläuterten Umverteilung der Valenzelektronen bindende Kräfte (-> Ionenbindung, Elektronenpaarbindung, Metallbindung). Bei der Ionenbindung sind sie fast vollständig auf die Coulombische Anziehung reduziert. Bei der Elektronenpaarbindung und Metallbindung resultieren sie aus der Anziehung zwischen den Valenzelektronen, die sich in gemeinsamen Orbitalen befinden, und den positiv geladenen Atomrümpfen. Daneben schirmen die Valenzelektronen wie auch die Hüllenelektronen die Atomkerne gegeneinander ab. Abstoßende Kräfte ergeben sich bei der Ionenbindung aus der Abstoßung gleichnamig geladener Ionen. Bei der Elektronenpaarbindung und Metallbindung resultieren die abstoßende Kräfte aus der abstoßenden Wirkung der Elektronen untereinander sowie der Atomkerne untereinander.

Bei abnehmendem Wärmeinhalt eines Systems nähern sich die Atome - anfangs allein infolge Newtonscher Anziehungskräfte - einander an. Bei hinreichend klein gewordenem Abstand können die Wechselwirkungen der Atome untereinander zur Bindung aneinander führen. Dabei kommt es zwischen den beteiligten Atomen zur Umverteilung der Valenzelektronen, so dass alle beteiligten Atome den sehr stabilen Zustand der Elektronenstruktur der Edelgase erlangen. Die Folge derartiger Wechselwirkungen ist die Bildung von Flüssigkeiten und schließlich von Festkörpern. Die in ihnen herrschenden Hauptvalenzbindungen zeichnen sich durch eine hohe Bindungsenergie und somit Bindungsstärke aus.  

Die Ionenbindung beschränkt sich dabei allerdings nicht auf die Bindung eines einzelnen Kations an ein einzelnes Anion, sondern besteht in gleicher Stärke sowohl zwischen einem Kation und allen seinen benachbarten Anionen als auch zwischen einem Anion und allen seinen benachbarten Kationen. Man spricht daher auch von einer ungerichteten Bindung.

Eine Ionenbindung kann bereits im schmelzflüssigen Zustand zustande kommen, erkennbar an der elektrischen Leitfähigkeit, die auf die Existenz geladener Teilchen, der Ionen eben, zurückzuführen ist. Mit dem Übergang in den festen Zustand geht die Beweglichkeit der Ionen verloren, die im schmelzflüssigen Zustand gegeben war. Die Ionen ordnen sich nach gittergeometrischen Gesichtspunkten möglichst dicht aneinander und sind nahezu ortsfest (Bild 2.4).

Da bei der Ionenbindung die Elektronen an ihre Ionen gebunden sind, können sie auch keinen Beitrag zur elektrischen Leitung liefern. Dadurch sind alle Festkörper mit vorherrschender Ionenbindung schlechte elektrische und thermische Leiter und daneben im sichtbaren Licht transparent.  

Kationen die über der Wertigkeit 3 liegen (4..) ziehen mit zunehmender Ladung die Atomhüllen der Anion immer stärker an sich heran. Dadurch mischen sich den Charekteristika der Ionenbindung zunehmend die einer Elektronenpaarbindung zu. Während in der Verbindung Al<->O der Ionenbindungsanteil noch vorherrscht, wenn das Kation rechts von der Metall/Nichtmetall-Grenze im Periodensystem der Elemente gewählt wird überwiegt bereits der Elektronenpaarbindungsanteil.

Beispiel: Si<->O. Elemente aus Gruppe 4-7 (nichtmetallischer Bindungen)  mit Wasserstoff in reiner Form sind Elektronenpaarbindungen. Bei ihnen ist die äußere Elektronenschale schon zur mehr als der Hälfte aufgebaut, d.h. es fehlen nur noch wenige Elektronen zur vollständigen Besetzung. Dadurch ist das bestreben zusätzlichen Elektronenaufnahme sehr ausgeprägt. Die Elektronenstruktur des nächsthöher positionierten Edelgases erreichen diese Atome indem sie ihre Valenzelektronen in ein Orbital abgeben, dass beiden Atomen gemeinsam ist. Dadurch gehören alle abgegebenen Valenzelektronen jedem beteiligte  Atom an.

Elektronenpaarbindungen führen zu abgegrenzten Atomverbänden mit einer definierten Zahl von Atomen. Sie werden auch als Moleküle bezeichnet. Die Elektronendichte im gemeinsamen Orbital ist zwischen beiden Atomkernen am größten, so dass man von einer gerichteten Bindung spricht, die durch den Bindungsstrich angedeutet wird. Die Gerichtetheit der Elektronenpaarbindung bestimmt bei Molekülen, die aus mehr als zwei Atomen aufgebaut sind, über die Valenzwinkel zwischen den Bindungen deren konkrete Molekülgestalt.

Wenn Atome an Elektronenpaarbindung beteiligt sind, bauen sie in der Regel eine (s-Valenzelektron) bis der (p-Valenzelektronen) Elektronenpaarbindungen zu anderen Atomen auf.

(C,Si,Ge und Sn- Modifikation Diamant).Sie könne infolge der Hybridisierung vier Valenzelektronen aufweisen und damit vier Elektronenpaarbindungen aufbauen, die einen Winkel von 109,5 ° einschließen

1 Atom 3 Elektronenpaarbindungen -> Valenzwinkel 120°(C Modifikation Graphit sowie As, Sb und Bi).

1 Atom 2 Elektronenpaarbindungen -> unverzweigte zickzackförmig verlaufende Kette (S, Se und Te). 

Elementpaarungen, die zur Elektronenpaarbindung befähigt sind, können bereits in der Gasphase unter Bindungsbildung miteinander reagieren. Da die Elektronen bei vorherrschender Elektronenpaarbindung grundsätzlich an ihre Atome gebunden sind. Die elektrische Leitfähigkeit derartig gebundener Stoffe in allen Aggregatzuständen ist sehr gering und sind diese im sichtbaren Licht transparent.

Die Atome metallischer Hauptgruppenelemente besitzen maximal 3 Valenzelektronen, die vergleichsweise schwach an den Atomkern gebunden sind, dass widerspiegelt sich in den verhältnismäßig niedrigen Ionisierungsenergien. Bei Metall <-> Metall-Wechselwirkung kein elektronenaufnahmebereiter Bildungspartner zur Verfügung(Ionenbindung ist einer vorhanden)