Chemische Bindung: Theorien und Eigenschaften

Chemische Bindung

Die chemische Bindung beschreibt die Wechselwirkung zwischen Atomen, die zur Bildung von Molekülen oder Verbindungen führt. Edelgase und Metall-Dämpfe von isolierten Atomen sind Beispiele für Systeme, bei denen die Atome eng miteinander verzahnt sind. Atome können sich zu Elementen des gleichen oder verschiedener chemischer Bindungstypen verbinden. Jede Art von Bindung hat ihren eigenen Mechanismus. Chemische Bindungen werden zwischen Atomen gebildet und brechen bei chemischen Reaktionen. Die Bildung von Bindungen resultiert aus einem günstigen Gleichgewicht der Kräfte, das dazu führt, dass die gebundenen Atome eine geringere Energie (stabiler) aufweisen als getrennte Atome. Die Gleichung lautet: Getrennte Atome + Energie → Gebundene Atome. Das Brechen von Bindungen erfordert Energie.

Energie und Stabilität von Bindungen

Wenn zwei oder mehr Atome verbunden sind, ändert sich die Energie des Systems. Zunächst, wenn sich getrennte Atome nähern und keine Wechselwirkung stattfindet, gehen sie aufeinander zu. Anziehungskräfte stabilisieren das System, und die Energie sinkt bis zu einem Mindestabstand, der der Bindungslänge entspricht. Wenn sie sich weiter annähern, treten abstoßende Kräfte zwischen den Kernen auf, was zu Instabilität und einem Anstieg der Energie führt. Zwei oder mehr Atome vereinigen sich zu Gruppen, die stabiler sind und weniger Energie haben als die einzelnen Atome.

Arten der chemischen Bindung

1. Ionenbindung: Entsteht durch elektrostatische Anziehung zwischen Ionen. Sie bildet sich durch Elektronentransfer von Metallen zu Nichtmetallen (z. B. NaCl).
2. Kovalente Bindung: Bildet sich zwischen Nichtmetall-Elementen durch das Teilen von Elektronenpaaren zwischen benachbarten Atomen (z. B. H₂O).
3. Metallbindung: Metalle teilen ihre Valenzelektronen kollektiv unter allen Atomen des Metalls.

Lewis-Theorie der chemischen Bindung

Die Lewis-Theorie war die erste moderne Theorie der chemischen Bindung und konzentriert sich auf die elektronische Natur der Verknüpfung. Sie basiert auf dem Bohrschen Atommodell und teilt Elektronen in innere und Valenzelektronen ein, wobei nur letztere an der Bindung beteiligt sind.

Grundsätze der Lewis-Theorie

1. In einigen Fällen werden Elektronen von einem Atom auf ein anderes übertragen, wodurch positive und negative Ionen entstehen, die sich durch elektrostatische Kräfte zu einer Ionenbindung verbinden.
2. In anderen Fällen teilen sich Atome ein oder mehrere Elektronenpaare, was zur Bildung einer kovalenten Bindung führt.
3. Die Elektronen werden übertragen oder geteilt, um die Elektronenkonfiguration der Edelgase zu stabilisieren, die acht Valenzelektronen in ihrer äußersten Schale haben (Oktettregel).

Die Anzahl der gebundenen Elektronen kann mit der Formel C = N D / 2 berechnet werden, wobei C die Anzahl der gebildeten Bindungen, N die Anzahl der benötigten Elektronen, D die Anzahl der verfügbaren Valenzelektronen und S die Anzahl der freien Elektronenpaare ist.

Vielheit und Ordnung kovalenter Bindungen

Elektronen werden immer paarweise geteilt und durch einen Bindestrich dargestellt. Die Lewis-Theorie erklärt verschiedene Arten kovalenter Bindungen. Die Bindungsordnung gibt die Vielfalt der Bindung an. Eine Bindung ist immer ein Ganzes und nicht weniger als vier.

1. Limitationen und Verbesserungen der Lewis-Theorie

Die Oktettregel ist besonders nützlich für die Bindungen in organischen Molekülen. Die ursprüngliche Theorie ist jedoch nicht immer allgemein gültig. Übergangselemente verletzen diese Regel systematisch, da ihre Unterschalen nicht vollständig gefüllt sind.

Oktett unvollständig (Hypovalenz)

Einige Elemente wie Be und B sind typischerweise hypovalent und haben eine Elektronenstruktur, die das Edelgasniveau nicht erreicht. Sie verletzen die Oktettregel durch Unterschreitung. Al und Ga zeigen einen ähnlichen Trend.

Oktett erweitert (Hypervalenz)

Atome können mehr als acht Valenzelektronen (10 oder 12) in ihrer Valenzschale haben. Dies ist nur für Elemente ab der dritten Periode möglich (z. B. P, S, Cl). Elemente der ersten und zweiten Periode sind niemals hypervalent.

Arten mit ungeraden Elektronenzahlen

Einige Moleküle wie NO (11 Elektronen) und NO₂ (17 Elektronen) können die Oktettregel nicht erfüllen.

Resonanzen

Wenn mehrere gleichwertige, aber nicht identische Lewis-Formeln für eine einzige molekulare Spezies möglich sind, spricht man von Resonanz. Die tatsächliche Struktur ist ein Hybrid aller möglichen Formeln. Keine einzelne Formel ist vollständig gültig. Die Resonanzformel ist eine Mischung oder Kombination der einzelnen Formeln. Die Resonanz wird oft durch Klammern dargestellt, und bei ionischen Spezies wird die Ionenladung als hochgestellter Index angegeben. Die Resonanz beschreibt das Oszillieren zwischen verschiedenen Strukturen. Die Bindungsordnung ist der Durchschnittswert zwischen den Resonanzformeln.

2. Quantentheorien der kovalenten Bindung

Die Quantenmechanik spielt eine Schlüsselrolle, insbesondere das Konzept der Orbitale. Wichtige Theorien sind die Molekülorbitaltheorie (MO) und die Valenzstrukturtheorie (VSEPR).

Molekülorbitaltheorie (MO)

Die MO-Theorie ist umfassend, aber komplex. Sie betrachtet das Molekül als ein System von Kernen und Elektronen, für das die Schrödinger-Gleichung gelöst wird. Molekülorbitale geben die Wahrscheinlichkeitsbereiche für Elektronen im Molekül an. Im einfachsten Fall, dem Wasserstoffmolekül, bilden sich Molekülorbitale, von denen eines eine geringere Energie hat und stabiler ist als die Atomorbitale. Bindende MOs werden von Elektronen besetzt, die die Bindung stabilisieren. Antreibende MOs sind weniger stabil und werden von Elektronen besetzt, die die Bindung schwächen.

Valenzstrukturtheorie (VSEPR)

Die VSEPR-Theorie bietet einen intuitiven Ansatz für die Bindung. Sie betrachtet das Molekül als eine Ansammlung von gebundenen Atomen. Bindungen entstehen durch die Überlappung von Atomorbitalen, die ungepaarte Elektronen mit entgegengesetztem Spin enthalten. Elektronen im selben Orbital dürfen nicht alle Quantenzahlen gleich haben.

Valenzchemie

Elektrovalenz: Die Valenz eines Elements bei der Bildung ionischer Verbindungen. Sie gibt oft die Anzahl der Valenzelektronen an, die zur Erreichung der Edelgaskonfiguration abgegeben oder aufgenommen werden können. Übergangsmetalle folgen diesem Kriterium oft nicht.

Kovalente Valenz: Gibt an, wie viele kovalente Bindungen ein Element bilden kann, d. h. wie viele Elektronenpaare es teilt. Sie entspricht der Anzahl der ungepaarten Elektronen eines Atoms, die an der Bindung beteiligt sind.

Mehrfachbindungen in der VSEPR-Theorie

Die Form und Größe der Atomorbitale begrenzen die Anzahl der frontalen Überlappungen. Diese frontale Überlappung erzeugt eine Sigma-Bindung (σ), die energetisch günstiger ist und bei Einfachbindungen vorkommt. Andere Überlappungen erzeugen Pi-Bindungen (π), die für Mehrfachbindungen verantwortlich sind.

Dativ- oder Koordinationskovalente Bindungen

Wenn ein geteiltes Elektronenpaar von nur einem der Atome beigesteuert wird, entsteht die Bindung aus der Überlappung von Atomorbitalen, von denen eines gefüllt und das andere leer ist. Der Unterschied zwischen einer normalen kovalenten und einer Dativbindung ist konzeptionell. Wichtig ist, dass in beiden Fällen die Bindung durch das Teilen von Elektronenpaaren zustande kommt.

3. Eigenschaften kovalenter Bindungen

Bindungslänge und -ordnung

Die Bindungslänge ist der mittlere Abstand zwischen den Kernen zweier gebundener Atome. Je höher die Bindungsordnung, desto kürzer ist die Bindungslänge.

Bindungsenergie

Die Bindungsenergie ist die Energie, die bei der Bindungsbildung freigesetzt wird, und die Energie, die zum Brechen der Bindung benötigt wird. Die Bindungsdissoziationsenergie ist die Energie, die benötigt wird, um ein Mol kovalenter Bindungen in der Gasphase zu brechen. Sie ist ein wichtiger Indikator für die Stärke einer Bindung. Sigma-Bindungen sind stärker als Pi-Bindungen.

Polarität der kovalenten Bindung und Elektronegativität

Bei unpolaren kovalenten Bindungen sind die gebundenen Atome identisch, und die Elektronen sind gleichmäßig verteilt. Die Elektronenwolke ist symmetrisch, und es entstehen keine Ladungspole. Die Bindung ist apolar. Wenn die gebundenen Atome unterschiedlich sind, können die Elektronen nicht gleichmäßig geteilt werden. Die Elektronenwolke verformt sich asymmetrisch, was zur Entstehung von positiven und negativen Polen führt. Die Polarität einer kovalenten Bindung wird durch das Dipolmoment gemessen, das von den Werten der einzelnen Ladungen und dem Abstand zwischen ihnen abhängt. Die Elektronegativität eines Elements gibt an, wie stark es Elektronenpaare anzieht. Bei ähnlicher Elektronegativität ist die Bindung unpolar, bei deutlichem Unterschied polar.

Dipol

Ein Dipol ist ein System aus zwei Punktladungen gleicher Größe, aber entgegengesetztem Vorzeichen, die durch einen Abstand getrennt sind. Die Nettoladung ist Null, aber die Ladungstrennung erzeugt ein elektrisches Feld, dessen Intensität vom Dipolmoment abhängt.

4. Ionenbindung

Die Ionenbindung ist eine chemische Bindung, die durch die elektrostatische Anziehung zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen entsteht. Sie bildet sich, wenn Elemente mit großem Elektronegativitätsunterschied kombiniert werden, was zu einem Elektronentransfer vom elektronegativeren zum weniger elektronegativeren Atom führt. Dies ist ein extremer Fall der Bildung polarer kovalenter Bindungen.

Ionenpaare und Gitterenergie

Obwohl die Bildung eines Ionenpaares energetisch günstig ist, existieren Ionenpaare unter normalen Bedingungen nicht isoliert. Ionenbindungen sind kollektiv und führen zu geordneten dreidimensionalen Strukturen, den Ionenkristallen. Diese Kristalle sind fest und ihre Formeln sind empirisch bestimmt. Die Gitterenergie ist die Energie, die benötigt wird, um ein Mol eines Ionenkristalls in seine einzelnen Ionen in der Gasphase zu zerlegen. Sie ist ein Maß für die Stärke eines ionischen Kristalls und beeinflusst dessen Eigenschaften. Die Gitterenergie hängt von der Ladung der Ionen, dem Abstand zwischen ihnen und ihrer räumlichen Verteilung ab. Nach dem Coulomb-Gesetz führen kleinere Ionen mit hoher Ladung zu größeren Gitterenergien.

Eigenschaften von Stoffen nach ihrer Bindungsart

Ionische Verbindungen

• Keine diskreten Moleküle; kristalline Struktur.
• Hohe Schmelz- und Siedepunkte.
• Hart, aber spröde.
• Im festen Zustand elektrische und schlechte Wärmeleiter.
• In geschmolzenem Zustand oder in Lösung leiten sie elektrischen Strom.
• Lösen sich gut in sehr polaren Lösungsmitteln.

Metalle

• Geben Elektronen ab, wenn sie erhitzt oder Licht ausgesetzt werden.
• Besitzen einen charakteristischen Glanz.
• Hervorragende Leiter für Elektrizität und Wärme.
• Mittlere bis geringe Härte, gute mechanische Eigenschaften (elastisch, geschmeidig, formbar).
• Hohe Schmelzpunkte.
• Lösen sich nicht in normalen molekularen Lösungsmitteln (polar oder unpolar).
• Bilden Legierungen und Amalgam.

Kovalente Stoffe

Kovalente Stoffe lassen sich in zwei Gruppen mit unterschiedlichen Eigenschaften einteilen:

• Molekulare kovalente Stoffe: Die Mehrheit der kovalenten Verbindungen.
• Nicht-molekulare kovalente Festkörper (kovalente Netzwerke): Reiner Kohlenstoff (Graphit, Diamant), Quarz, Korund.

Eigenschaften von kovalenten Netzwerken:

• Feste bei Raumtemperatur mit sehr hohen Schmelzpunkten.
• Sehr starr, lassen sich nicht leicht verformen.
• Hart, brechen unter Druck.
• Sehr gute elektrische Isolatoren und schlechte Wärmeleiter.
• Unlöslich in den meisten Lösungsmitteln.