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Chemische Bindung

Englisch: chemical bond

1 Definition

Die chemische Bindung ist ein physikalisch-chemisches Phänomen, durch das zwei oder mehrere Atome oder Ionen fest zu Molekülen bzw. chemischen Verbindungen aneinander gebunden werden. Die chemische Bindung basiert darauf, dass es für die meisten Atome oder Ionen energetisch günstiger ist, in gebundenem Zustand, anstatt als einzelnes (ungebundenes) Teilchen vorzuliegen.

2 Hintergrund

Der chemischen Bindung liegen elektrostatische Wechselwirkungen oder Wechselwirkungen der Elektronen zweier oder mehrer Atome zugrunde. In zahlreichen Fällen spielen aber beide Bindungsmechanismen eine Rolle. Es gibt Parameter, die zur Beschreibung einer Bindung wichtig sind und sich experimentell untersuchen lassen. Dazu gehören die Bindungslänge als Maß für den Abstand zweier Atomkerne und die Bindungsenergie, die die Stärke einer Bindung angibt.

3 Einteilung

Um eine Struktur gewähren zu können, werden chemische Bindungen in verschiedene Typen eingeteilt.

In den Ionenkristallen herrscht die auf elektrostatischen Wechselwirkungen beruhende ionische Bindung (Ionenbindung) vor. In Metallen hingegen die auf frei beweglichen Elektronen beruhende metallische Bindung (Metallbindung). Auf lokalisierten Bindungen, die auf der Bildung von Elektronenpaaren basiert, beruht die Bildung von Molekülen und Komplexen. Es wird häufig innerhalb der lokalisierten Elektronenpaarbindung zwischen der kovalenten Bindung (Atombindung), bei der bekanntlich jedes Atom ein Elektron zur Bindung beiträgt und der koordinativen Bindung in Komplexen, bei der ein Elektronenpaar eines Liganden mit einem leeren Orbital des Zentralatoms wechselwirkt, unterschieden. Es gibt auch spezielle Fälle, in denen Mehrzentrenbindungen auftreten können.

Es werden auch mitunter die schwachen Wechselwirkungen wie zum Beispiel die Van-der-Waals-Wechselwirkungen, Dipol-Wechselwirkungen und die Wasserstoffbrückenbindung zu den chemischen Bindungen gezählt. Dies sind jedoch keine festen chemischen Bindungen, sondern schwache Anziehungskräfte, die zwischen den einzelnen Molekülen herrschen.

Damit eine einheitliche Einteilung erfolgen kann, wird in der Chemie grundsätzlich zwischen zwei verschiedenen Bindungsarten unterschieden:

  1. Primärbindungen
  2. Sekundärbindungen

4 Primärbindungen

Zu den Primärbindungen zählen folgende chemische Verbindungen:

4.1 Ionenbindung

Eine Ionenbindung entsteht durch die Abgabe bzw. Aufnahme von Elektronen (auch als Elektronentransfer, Elektronenübertragung genannt) aus den äußersten Elektronenschalen der Atome (Valenzelektronen). In der Regel kommt diese Bindungsart als Bindung zwischen Metallen und Nichtmetallen vor.

Stofflich betrachtet, kann man die Ionenbindung vor allem bei den sogenannten "Salzen]" finden. Die ionische Bindung besteht aus einem positiv geladenen Ion (Kation, Ladungsüberschuss der positiven Ladungen Protonen im Kern) und einem negativ geladenen Ion (Anion, Ladungsüberschuss der negativen Ladungen Elektronen in der äußersten Schale).

Dieser Ladungsüberschuss bzw. -mangel kann mehrfach auftreten und wird durch die entsprechende Anzahl von Ionen ausgeglichen: Ionenverbindungen sind somit neutral. Dadurch, dass ein Übergang von einem oder mehreren Valenzelektronen aus der/den äußersten Schale/n stattfindet, erreichen die so gebildeten Ionen in ihren Verbindungen energetisch stabilere Zustände (Born-Haber-Kreisprozess), die so genannten "Achterschalen". Diese Schalen entsprechen (vereinfacht ausgedrückt) in ihrer Elektronenzahl dem vorangegangenen bzw. nachfolgenden Edelgas, weswegen die so erreicht Elektronenverteilung als "Edelgaskonfiguration" bezeichnet wird. Durch die Elektronenabgabe bzw. -aufnahme enstehen Ionen, welche aneinander "haften". Das heißt, dass sie sich wegen ihrer unterschiedlichen Ladung gegenseitig anziehen. Diese Anziehung, die sehr fest ist, führt zu einer geordneten kristallinen Struktur im festen Zustand. Dies ist auch der Grund, wieso Eigenschaften wie ein hoher Schmelz- und Siedepunkt und elektrische Leitfähigkeit im geschmolzenen oder gelösten Zustand vorliegen.

4.2 Atombindung

Bei der Atombindung wird in Bindungen zwischen gleichartigen Atomen ("unpolare Bindung") und Bindungen zwischen ungleichartigen Atomen ("polare Bindung") unterschieden.

4.2.1 Unpolare Molekülbindung

Eine unpolare Molekülbindung entsteht dann, wenn durch Bildung gemeinsamer Elektronenpaare zwischen den beteiligten Atomen des gleichen Elements eine Verbindung entsteht. Die gegenseitige Abstoßung der positiv geladenen Atomkerne bzw. Atomrümpfe wird durch die Bildung gemeinsamer Elektronenpaare (eines oder mehrere) verhindert. Das somit gemeinsam verwendete Elektronenpaar "gehört" auch beiden Bindungspartnern und verteilt sich somit symmetrisch auf einer gedachten Achse zwischen den Atomkernen. Dies ist auch der Grund, wieso auch die an der Bindung beteiligten Atome die Oktettregel erfüllen, sprich: in den "Genuss" einer voll gefüllten Achterschale kommen. Energetisch betrachtet, erreichen beide Bindungspartner einen niedrigeren Energiezustand als jeder Partner alleine mit einem ungepaarten Elektron.

4.2.2 Polare Molekülbindung

Eine polare Molekülbindung ensteht dadurch, dass einer der beiden Bindungspartner mehr Anziehungskraft auf das gemeinsame Elektronenpaar ausüben kann als der andere. Es kommt dadurch zu einer Ladungsverschiebung oder Ungleichverteilung des gemeinsamen Elektronenpaares: ein Dipol entsteht. Dieser Effekt wird durch bestimmte Eigenschaften eines Bindungspartners hervorgerufen, die im Begriff der Elektronegativität zusammengefasst werden. Die Elektronegativität gibt an, wie stark ein Partner einer Molekülbindung das gemeinsame Elektronenpaar zu sich verschieben kann. Das Ausmaß der Ladungsverschiebung wird dann durch die Elektronennegativitätsdifferenz deutlich.

Eine Elektronennegativitätsdifferenz von ca. 1,7 entspricht einer 50%igen Ionenbindung, eine Differenz von 1,2 einer 30%igen Ionenbindung, usw. Anders ausgedrückt: bei jeder einzelnen polaren Atombindung kann die dazugehörige Polarität auch über einen bestimmten Ionenbindungsanteil verdeutlicht werden.

4.3 Metallbindung

In der Regel bilden Metalle ausgedehnte, dreidimensionale metallische Gitter. Durch das Elektronengasmodell kann man die metallische Bindung zwischen den Atomen folgendermaßen erklären: Metallatome besetzen als Atomrümpfe die Plätze in einem Gitter. Unter Atomrümpfe versteht man die Rest-Atome ohne ihre Valenzelektronen (ohne äußerste Schale). Die Valenzelektronen können sich wie ein Gas zwischen den Atomrümpfen bewegen. Da eine freie Beweglichkeit der Elektronen zwischen den Rümpfen herrscht, führt diese zu einer erhöhten Elektronendichte zwischen den Atomen selbst und führt damit zu einer Bindung der Atomrümpfe untereinander über diese beweglichen Elektronen. Eine andere Beschreibung der metallischen Bindung auf der Grundlage eines anderen Atommodells (Orbitalmodell) beschreibt das sogenante Energiebändermodell.

5 Sekundärbindungen

Zu den Sekundärbindungen werden folgende chemische Verbindungen gezählt:

5.1 Wasserstoffbrückenbindung

Man kann behaupten, dass die Wasserstoffbrückenbindung eine besondere Art der Dipol-Dipol-Bindung ist: Es wirkt nämlich ein H-Atom als Brücke zwischen zwei stark elektronegativen Atomen, wobei es mit dem einen Atom durch eine polare kovalente Bindung und mit dem anderen durch elektrostatische Kräfte verbunden ist.

Wenn ein Wasserstoff an ein stark elektronegatives Atom gebunden ist, wird die bindende Elektronenwolke überwiegend in Richtung auf das elektronegativere Atom verzerrt und somit der Wasserstoffkern partiell freigelegt. Der nur schwach abgeschirmte Wasserstoffkern weist eine positive Ladung auf, die durch die negative Ladung der/des freien nichtbindenden Elektronenpaars/-paares in einem anderen Molekül angezogen wird.

Diese Anziehung ist mit einer Stärke von ca. 20 kJ/mol viel geringer als die koordinative Bindung, die eine Bindungsenergie von ca. 200 bis 400 kJ/mol aufweist. Dennoch ist die Wasserstoffbrückenbindung ausgeprägter als andere Dipol-Dipol-Wechselwirkungen. In Formeln werden sie als gestrichtelte Linien dargestellt.

Wasserstoffbrückenbindungen erlangen nur dann Bedeutung, wenn beide an der Bindung beteiligten Atome zur sogenannten "N-O-F-Gruppe" (Stickstoff, Sauerstoff und Fluor) gehören: Nur Wasserstoff, der an diese drei Elemente gebunden ist, polarisiert in der kovalenten Bindung so stark, dass die notwendige Anziehung zustande kommen kann. Diese außergewöhnliche Wirkung beruht darauf, dass sie eine hohe negative Ladung aufweisen, die auf einen kleinen Atomrumpf konzentriert ist.

Im Wasser ist die Wasserstoffbrückenbindung dafür verantwortlich ist, dass gewisse Anomalien, wie das Schwimmen von Eisbergen, die Bildung von Eiskristallen auftreten. Biologisch betrachtet ist die Wasserstoffbrückenbindung von großer Bedeutung für das Leben - von der Struktur der Eiweiße über die der DNA bis zur Funktion von Enzymen.

5.2 Van-der-Waals-Wechselwirkung

Die Van-der-Waals-Wechselwirkung bzw. Van-der-Waals-Kraft lässt sich in die Keesom-Wechselwirkung, die Debye-Wechselwirkung und die London-Dispersionswechselwirkung (London-Kraft) unterteilen. Die Van-der-Waals-Wechselwirkung im engeren Sinn nennt man London-Kraft.

Erklärung für ihr Zustandekommen findet man darin, dass in an für sich unpolaren oder nur schwach polaren Molekülen zufällige Ladungsverschiebungen stattfinden. Für einen Bruchteil von einer Zeiteinheit wird aus einem unpolaren Molekül ein schwach polares Molekül, das auf seine Nachbarmoleküle polarisierend wirkt: So induziert der induzierende Dipol andere Moleküle zu Dipolen (induzierte Dipole). Die Ungleichverteilung der Ladung ist nur geringfügig und außerdem zeitlich nur von kurzer Dauer. Deshalb kommt es immer wieder zu unterschiedlichen Ladungsverteilungen - so kann ein induzierter Dipol im nächsten Moment neutral sein und dann wieder als induzierter Dipol wirken. Günstig auf die Van-der-Waals-Kräfte wirkt sich vor allem die Größe der Oberfläche eines Moleküls aus. Es gilt: Je größer die Oberfläche ist, desto stärker ist die Van-der-Waals-Kraft. Liegen höher- und hochmolekulare Kohlenwasserstoffe vor, so kann die Van-der-Waals-Kraft die Wasserstoffbrückenbindung übersteigen. Somit sind die Van-der-Waals-Kräfte vielfach dafür verantwortlich, dass hochmolekulare Stoffe keinen definierten Schmelz- und Siedepunkt haben. Sie zersetzen sich beim Erwärmen.

5.3 Dipol-Dipol-Wechselwirkung

Eine starke Elektronegativitätsdifferenz in einem Molekül ist ähnlich wie bei der Wasserstoffbrückenbindung für die Dipol-Dipol-Wechselwirkung verantwortlich, die auch als Keesom-Wechselwirkung bezeichnet wird und eine Variante der Van-der-Waals-Wechselwirkung ist. Sie ist stärker als die London-Kraft.

Dadurch, dass eine permanente Verschiebung der Ladung vonstatten geht, entstehen Dipole, die sich gegenseitig elektrostatisch anziehen, ohne jedoch eine Ladung zu übertragen. Eine Dipol-Dipol-Bindung existiert nur in sogenannten "Nahbereichen". Das heißt, dass nur eine kleine Anzahl von Molekülen beispielsweise in einer Flüssigkeit so zu- bzw. aneinander orientiert sind, dass man von einer Nahordnung sprechen kann. Durch die Wärmebewegung der Moleküle (Brownsche Molekularbewegung) erfährt diese Nahordnung ständig eine Störung, jedoch baut sie sich immer wieder neu auf. Moleküle gleicher Masse weisen beim Vorliegen einer Dipol-Dipol-Bindung einen tieferen Siedpunkt auf als Moleküle mit einer Wasserstoffbrückenbindung. Die Dipol-Dipol-Bindung wirkt dann, wenn in einem polaren Molekül kein an ein N-O-F-Atom gebundenes Wasserstoffatom vorliegt.

6 Übersicht

Folgende Tabelle gibt eine Übersicht über die Bindungstypen:

Typ der Wechselwirkung
typische Energie [kJ/mol]
wechselwirkende Teilchen
Ion-Ion
150
nur zwischen Ionen
Ion-Dipol
15
Ionen und polare
Moleküle
Dipol-Dipol
2
zwischen ruhenden
polaren Molekülen
Van-der-Waals-Wechselwirkung
2
zwischen allen Arten
unpolarer und schwach polarer Moleküle
Wasserstoffbrückenbindung
20
zwischen N-O-F-Verbindungen
und einem ebenso gebundenen H-Atom

Graphische Übersicht zu Primär- bzw. Sekundärbindungen:

Primärbindungen
Sekundärbindungen
Atombindung polar


unpolar
• Dipol-Dipol-Wechselwirkung
• Wasserstoffbrückenbindung

• Van-der-Waals-Kräfte
Ionenbindung
Metallbindung

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