Chemische Bindungsarten

Element vs. Verbindung

Als Element bezeichnet man Atome gleicher Kernladungszahl. Sie sind chemisch nicht weiter zerlegbar, können aber in unterschiedlichen Formen vorliegen:

• Atomare Form: vereinzelt vorliegende Atome, z. B. Edelgase
• Molekulare Form: Atome gleichen Elements gehen eine Verbindung ein
• Polymere Form: Atome des gleiches Elements gehen mehrere/verzweigte, kettenförmige Verbindungen ein.

In der Chemie werden vier grundlegende Bindungsarten unterschieden:

• Atombindung
• Ionenbindung
• Metallbindung
• Van-der-Waals-Kräfte

Eine Verbindung ist ein reiner Stoff aus unterschiedlichen Elementatomen, die in einem festen Zahlenverhältnis zueinanderstehen. Sie sind wiederum in Elemente zerlegbar. Auch hierbei unterscheidet man mehrere Erscheinungsformen: die molekulare, die polymere und die ionogene Form.

• Verbindungen entstehen durch das Knüpfen von Bindungen zwischen den Atomen.
• Ausschlaggebend für die Verbindungen sind die Wechselwirkungen zwischen den Valenzelektronen, also Außenelektronen, jedes Atoms.
• Die Bevorzugung eines Bindungstyps ergibt sich über die Elektronegativität.
• Elektronegativität: Energie, mit der Elektronen eines Atoms vom Atomkern angezogen werden, abgekürzt als EN im Periodensystem
• Die Differenz der EN zweier Elemente bestimmt über die Bindung:
  • ΔEN < 0,5: unpolares Molekül
  • 0,5 < ΔEN <1,7: Dipol-Molekül
  • ΔEN > 1,7: ionische Bindung

Die Ionenbindung

In einer Ionenbindung sind Ionen (geladene Atome) in einem Gitter dreidimensional angeordnet. Als Kationen bezeichnet man dabei positiv geladene Teilchen, als Anionen die negativ Geladenen. Sie entstehen durch die vollständige Abgabe der Valenzelektronen eines Elements (Metall) an ein anderes Element (Nicht-Metall). Beide erreichen dadurch die stets angestrebte stabile Edelgaskonfiguration.

• Die Bindung beruht auf elektrostatischen Anziehungskräften.
• Die Anziehungskräfte sind ungerichtet und wirken räumlich in alle Richtungen.
• Innerhalb der Bindung existieren auch Abstoßungskräfte durch gleich geladene Elektronenhüllen und Atomkerne der Teilchen.
• Die Wechselwirkung aus Anziehungskräften und Abstoßungskräften führt zu einem stabilen Abstand, dem Gleichgewichtsabstand zwischen den Teilchen.

Ionenbindungen bilden Kristalle und liegen in Salzen und salzartigen Verbindungen vor.

• Salze sind spröde: Bei Krafteinwirkung verschieben sich die Ionen um jeweils einen Gitterplatz, es liegen dann gleich geladenen Teilchen gegenüber, die sich abstoßen.
• Durch starke elektrostatische Kräfte hohe Siede- und Schmelztemperaturen
• In geschmolzener oder wässriger Form liegen die Anionen und Kationen frei beweglich vor, keine Bindung im Ionengitter. Daraus resultiert eine elektrische Leitfähigkeit, die Ionen werden zu Ladungsträgern.
• Beispiel für Ionenbindung: Kochsalz, NaCl

Die Atombindung

Eine Atombindung oder kovalente Bindung basiert auf der Ausbildung gemeinsamer Elektronenpaare zwischen zwei Atomen. Dabei steuert jeder Bindungspartner jeweils ein Elektron bei. Die Atombindung ist, anders als die Ionenbindung, eine gerichtete Bindungsart. Die Anziehungskräfte wirken nur in eine Richtung.

• Ziel ist eine volle Außenschale und folglich eine stabile Zustandskonfiguration: Aus zwei Atomorbitalen wird durch Überlappung ein Molekülorbital, das energetisch günstiger ist.
• Entstehung sog. Partialladungen (δ) bei stark unterschiedlichen EN-Werten zwischen den Atomen
• Beispiel Wassermolekül: Das O- und die zwei H-Atome nutzen gemeinsam zwei Elektronenpaare.
  • Sauerstoff besitzt eine Elektronegativität von 3,44
  • Wasserstoff besitzt eine Elektronegativität von 2,2
  • Die zwei Elektronenpaare werden stärker zum Sauerstoff gezogen, dass dadurch eine negative Partialladung hat (δ-). Bei Wasserstoff liegt ein eine positive Partialladung vor (δ+).
• Atombindungen mit Partialladungen sind polare Atombindungen
• Sonderform koordinative Atombindung oder auch Komplexbildung: Das Elektronenpaar stammt von einem einzigen Bindungspartner, beide Elektronen besetzen ein Atomorbital. Der annehmende Partner besitzt eine Elektronenlücke, also eine leeres Atomorbital. Z. B. Ammoniak (NH₃)

Die Metallbindung

In einer Metallbindung besitzen die Metall-Kationen ebenfalls feste Gitterplätze. Sie haben ihre Valenzelektronen abgegeben, die im Gitter frei beweglich sind. Man bezeichnet sie als Elektronengas. Auch hier liegen nicht gerichtete, elektrostatische Anziehungskräfte zwischen Kationen und Elektronen der Bindung zugrunde.

• Im Gegensatz zur Ionenbindung sind Stoffe mit Metallbindung gut verformbar/dehnbar. Bei mechanischer Einwirkung und Verschiebung der Atome ändern sich die Nachbarbeziehungen nicht.
• Sehr stabile Bindungen mit hoher Schmelz und Siedetemperatur
• Durch frei bewegliche Elektronen als Ladungsträger sind Metalle gute elektrische Leiter.
• Metalle sind auch gute Wärmeleiter. Bei Wärme- bzw. Energiezufuhr fangen die Kationen an zu schwingen. Dabei stoßen sie gegeneinander und geben die Wärme über diese Schwingungen weiter.

Van-der-Waals-Kräfte

Van-der-Waals-Kräfte, auch Van-der-Waals-Bindungen genannt, gehören zu den nicht-kovalenten Bindungen. Sie beruhen auf schwächeren Bindungen zwischen Dipol-Molekülen.

• Elektrostatische Wechselwirkungen zwischen Teilchen mit entgegengesetzter Partialladung, also δ+ und δ-
• Es liegt eine eher gerichtete Bindung vor: Weniger gerichtet als die Atombindung aber mehr gerichtet als die Ionenbindung.
• Von Bedeutung für die Ausbildung räumlicher Strukturen, z. B. bei der Sekundär-, Tertiär- und Quartärstruktur von Proteinen.

Sonderfall Wasserstoffbrückenbindungen

Wasserstoffbrückenbindungen beruhen wie auch Van-der-Waals-Kräfte auf einer Bindung zwischen polarisierten Molekülen.

• Elektrostatische Wechselwirkung zwischen einem Wasserstoffatom mit positiver Partialladung (δ+) und einem Atom mit sehr hoher Elektronegativität und negativer Partialladung (δ-), z.B. Sauerstoff
• Die Bindung ist eher gerichtet und stärker als die der Van-der-Waals-Kräfte.