1. Arten chemischer Bindung

In der Chemie kann man Stoffe, neben vielen anderen Möglichkeiten, nach ihrer Bindungsart klassifizieren. Diese bestimmt physikalische und chemische Eigenschaften maßgeblich. Die drei häufigst vorkommenden Arten der chemischen Bindung – Metallbindung, Atombindung und Ionenbindung – sollen in diesem Modul betrachtet werden.

Sortieren Sie die Abbildungen so, dass sie zur jeweiligen Bindungsart passen.
Falls Sie noch nicht alles zuordnen können, kein Problem. Sie finden die nötigen Informationen im Modul. Und am Ende können Sie das Quiz noch einmal versuchen. 

Die in Metallen vorliegende Bindungsart ist die Metallbindung. Auf festen Plätzen in einem dreidimensionalen Gitter befinden sich Metallionen. Dabei handelt es sich um positiv geladene Metallatome. Sie entstehen, da (einige) Außenelektronen des Atoms die Elektronenhülle verlassen und sich im gesamten Material frei bewegen können. Dies ist möglich, da Metallatome eine relativ geringe Ionisierungsenergie besitzen und der Energiegewinn durch die gleichmäßige Verteilung der Elektronen über das gesamte Material recht groß ist. Da sich die Elektronen frei und ungerichtet durch das Material bewegen, bezeichnet man diese Vorstellung als Elektronengasmodell. Die Metallbindung wird durch die Anziehung zwischen den positiv geladenen Metallionen und den negativ geladenen, frei beweglichen Elektronen bewirkt.

Aus dem oben beschriebenen Aufbau von Metallen ergeben sich typische Eigenschaften:

• Metalle sind elektrisch leitfähig. Sie werden daher häufig in Kabeln und elektrischen Bauteilen verwendet. Eine besonders gute elektrische Leitfähigkeit weist das Metall Gold auf. Kontaktstellen von PC-Steckkarten sind daher häufig vergoldet. 
• Die Leitfähigkeit nimmt mit steigender Temperatur ab.

Metalle weisen eine hohe Wärmeleitfähigkeit auf. Sie werden daher häufig für Kochgeschirr verwendet, ebenso wie für Kühlelemente in der Elektronikbranche. 

Metalle sind mehr oder weniger gut verformbar, ohne dabei zu zerbrechen. Man spricht von plastischer Verformbarkeit. Diese Eigenschaft macht sie zu vielfältigen Werkstoffen. 

Metalle besitzen einen charakteristischen Glanz. Dieser kommt immer dann besonders zur Geltung, wenn die Oberfläche des Materials möglichst glatt ist. Er entsteht durch Wechselwirkungen des einfallenden Lichts mit den frei beweglichen Elektronen des Metalls. 

Lösen Sie das nachfolgende Quiz, um die oben genannten Metalleigenschaften zu erklären. 

Ionensubstanzen werden auch als Salze bezeichnet. Sie bestehen, wie der Name schon verrät, aus Ionen. Als Ion bezeichnet man ein elektrisch geladenes Teilchen. Positiv geladene Ionen heißen Kationen, negativ geladene werden als Anionen bezeichnet. Positive und negative Ladungen ziehen sich an. Zwischen ihnen wirken damit die sogenannten Coulomb-Kräfte, welche die elektrostatische Anziehung bewirken. Somit werden auch Salze durch diese Kraft zusammengehalten. Die Anionen und Kationen ordnen sich in Ionensubstanzen in hochsymmetrischen Gitterstrukturen an. Dabei gilt: Ionen werden so angeordnet, dass anziehende Kräfte maximal und abstoßende Kräfte minimal werden. Die vorliegende Bindungsart wird als Ionenbindung bezeichnet.

Zur Darstellung von Salzgittern können unterschiedliche Modelle herangezogen werden:

• Hohe Schmelz- und Siedetemperatur
  Die ungerichteten elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen Kationen und Anionen sind sehr stark. Aufgrund des starken Zusammenhalts der Teilchen ist die zum Aufbrechen des Ionengitters benötigte Energie relativ hoch, was sich in hohen Schmelztemperaturen äußert. Auch in der Schmelze, dem flüssigen Aggregatzustand, ist die elektrostatische Anziehung der Ionen untereinander stark ausgeprägt. Dies erklärt die hohen Siedetemperaturen.
  
• Sprödigkeit
  Salze sind in einem starren Ionengitter aufgebaut, in welchem einzelne Ionen so angeordnet sind, dass sich Anziehungskräfte maximieren und Abstoßungskräfte minimieren. Die Anordnung von Anionen und Kationen im Gitter wiederholt sich regelmäßig. Durch äußere Krafteinwirkung, zum Beispiel Druck oder Schlag, kann es passieren, dass sich gleichartige Ionen sehr nahekommen und Abstoßungskräfte sehr groß werden; die Folge: Der Kristall bricht.

• Elektrische Leitfähigkeit
  Die elektrische Leitfähigkeit eines Stoffes hängt vom Vorhandensein frei beweglicher elektrischer Ladungsträger ab. Salze sind aus Ionen aufgebaut – elektrische Ladungsträger sind also vorhanden. Da diese im festen Zustand aber fest an ihren Platz im Ionengitter gebunden sind und sich nicht frei bewegen können, sind Salze im festen Zustand sehr gute Isolatoren. In der Schmelze hingegen sind die Ionen frei beweglich und können sich im elektrischen Feld bewegen, was einen Ladungstransport ermöglicht. Salzschmelzen sind daher elektrisch leitfähig.

Molekülsubstanzen entstehen, wenn Nichtmetallatome eine chemische Bindung miteinander eingehen. Man spricht dann von einer Atombindung. Der Zusammenhalt zweier Atome in einer Atombindung wird durch ein Elektronenpaar hergestellt, das beiden Atomen gemeinsam gehört. Ein solches Elektronenpaar wird auch als bindendes Elektronenpaar bezeichnet. Die beteiligten Elektronen stammen aus der äußersten Schale des jeweiligen Atoms. Anders als bei der Ionenbindung, bei welcher jeweils durch den Elektronenübergang vom Metallatom zum Nichtmetallatom eine stabile Edelgaskonfiguration erzeugt wird, erreichen Moleküle diesen Zustand durch gemeinsame bindende Elektronenpaare.

Die Anzahl der Bindungen, welche ein Atom eingehen kann, hängt von der Anzahl seiner Außenelektronen ab. Elemente der ersten und zweiten Periode gehen in der Regel pro ungepaartem Elektron eine Bindung ein und sind an die Oktettregel gebunden. Die Anzahl der gepaarten und ungepaarten Elektronen eines Atoms ist durch die Lewis-Formel dargestellt.

Elemente ab der dritten Periode sind nicht mehr zwingend an die Oktettregel gebunden, sie benutzen teilweise gepaarte Elektronen zur Knüpfung einer Bindung.

Das EPA-Modell (Elektronenpaar-Abstoßungs-Modell) kann zur Herleitung der Molekülgeometrie kleinerer Moleküle herangezogen werden. Oft ist auch vom VSEPR-Modell (valence shell electron pair repulsion) die Rede. Es beruht auf drei Grundannahmen:

• Elektronenpaare, bindende und nicht-bindende, ordnen sich aufgrund ihrer gegenseitigen Abstoßung mit größtmöglichem Abstand um ein Zentralatom herum an.
  
• Freie Elektronenpaare beanspruchen mehr Raum als bindende Elektronenpaare, da sie sich nur im Feld eines Atomkerns befinden.

• Mehrfachbindungen (Doppel- und Dreifachbindungen) werden wie übergroße Einfachbindungen behandelt, die etwas mehr Raum als Einfachbindungen benötigen.

Abhängig von der Anzahl der Elektronenpaare, die das Zentralatom umgeben, kann man zwischen den unten dargestellten Grundtypen unterscheiden. Man beachte: Der Grundtyp sagt nicht zwangsläufig etwas über die tatsächliche Molekülgestalt aus.

Ordnen Sie die Verbindungen ihrem nach EPA-Modell zugehörigem Grundtyp zu. Beachten Sie dabei vorhandene nicht-bindende Elektronenpaare in den
Molekülen und deren Wirkung.

Eine völlig unpolare Atombindung tritt nur in Molekülen mit gleichen Atomen auf. Die Elektronendichte des bindenden Elektronenpaares ist gleichmäßig zwischen den beiden Atomen verteilt, die bindenden Elektronen gehören beiden Atomen zum gleichen Teil. Sind Moleküle aus verschiedenen Atomen aufgebaut, so zieht ein Atom die bindenden Elektronen stärker an als das andere, es entsteht eine polare Bindung. Ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, in einer Atombindung das bindende Elektronenpaar an sich zu ziehen, ist die Elektronegativität (EN).

Sind bindende Elektronen ungleichmäßig verteilt, so entstehen an den an der Bindung beteiligten Atomen Partialladungen, auch Teilladungen genannt, welche mit den Symbolen δ⁺ und δ^- gekennzeichnet werden. Man spricht von einer polaren Bindung, wenn die Differenz der Elektronegativitäten (ΔEN) der beteiligten Atome größer als 0,5 ist.

Verteilen Sie die Partialladungen korrekt auf die einzelnen Atome. Nutzen Sie ein PSE als Hilfsmittel.

Moleküle, in denen die Schwerpunkte der Partialladungen nicht räumlich zusammenfallen, bezeichnet man als Dipol oder Dipolmolekül.

Betrachten wir nun das Dichlormethanmolekül (CH₂Cl₂) und das Schwefelhexafluoridmolekül (SF₆) und überlegen, ob es sich um ein Dipolmolekül handelt oder nicht. In den nachfolgenden Abbildungen sind Kohlenstoffatome schwarz, Wasserstoffatome weiß, Chloratome grün, Fluoratome hellgrün und Schwefelatome gelb dargestellt.

Entscheiden Sie, bei welchen der gezeigten Moleküle Dipole sind. Klicken Sie sie dazu an.

Nachdem wir die einzelnen Bindungstypen betrachtet haben, stellt sich nun die Frage, wann welche Bindungsart vorliegt und anhand welcher Kriterien man dies beurteilen kann. Schauen wir uns zunächst einige Klassiker an:

• Natriumchlorid, auch Kochsalz genannt, eine klassische Ionensubstanz. Sie entsteht, wenn das Metall Natrium mit dem Nichtmetall Chlor reagiert. Die Differenz der Elektronegativitäten der beteiligten Atome liegt bei ΔEN=2,23.
• Wasser, eine klassische Molekülsubstanz. Sie entsteht bei der Reaktion der beiden Nichtmetalle Wasserstoff und Sauerstoff. Die Differenz der Elektronegativitäten der beteiligten Atome liegt bei ΔEN=1,24.

Wir sehen: Die Art der beteiligten Atome und deren Elektronegativitätsdifferenz sind die ausschlaggebenden Kriterien.

Nach einem Vorschlag von Linus Pauling liegt bei einer Elektronegativitätsdifferenz von mehr als 1,7 zwischen den Bindungspartnern eine Ionenbindung vor, bei kleineren Unterschieden in der Elektronegativität (genauer gesagt im Bereich 0,5 bis 1,7) dagegen eine polare Atombindung. Mit dieser Regel können viele Verbindungen bereits eingeordnet werden.

Nichtsdestotrotz gibt es Ausnahmen: Bei Fluorwasserstoff, HF, mit ΔEN=1,78 liegt eine Atombindung vor, bei Magnesiumsulfid, MgS, mit ΔEN=1,27 eine Ionenbindung. Es lohnt daher ein Blick auf die Art der beteiligten Atome: Liegen zwei Nichtmetallatome vor, spricht dies für eine kovalente Bindung. Ein Metall- und ein Nichtmetallatom hingegen sprechen für eine ionische Verbindung.

Beide Kriterien zusammen liefern eine zuverlässige Aussage über die vorliegende Bindungsart.

Ordnen Sie die Verbindungen ihrer jeweiligen Stoffklasse zu.

Und jetzt nochmal die Zuordnung vom Beginn des Moduls. Funktioniert es jetzt?