Chemische Bindungen und ihre Eigenschaften

Ionische Bindung: Definition und Struktur

Die ionische Bindung entsteht durch den Transfer von Elektronen zwischen einem Metall und einem Nichtmetall, wodurch beide Atome eine stabile Elektronenkonfiguration (Edelgaskonfiguration) erreichen. Sie besteht aus der Vereinigung von Ionen mit entgegengesetzten elektrischen Ladungen, gehalten durch elektrostatische Anziehungskräfte.

Die Anziehungskraft wirkt in alle drei Raumrichtungen. Es bildet sich ein kompaktes, dreidimensionales, elektrisch neutrales Kristallgitter aus abwechselnden Kationen und Anionen.

Eigenschaften von Ionenverbindungen

• Aggregatzustand: Feste Stoffe bei Raumtemperatur, die in einem Kristallgitter vorliegen.
• Schmelz- und Siedepunkte: Sehr hoch, da sie durch starke elektrostatische Kräfte zusammengehalten werden. Um zu schmelzen oder sich zu lösen, muss das sehr stabile Kristallgitter durchbrochen werden. Je höher die Gitterenergie (U_R), desto höher die Schmelzpunkte.
• Härte und Sprödigkeit: Aufgrund ihrer geringen Kompressibilität sind sie hart und spröde.
  • Sie sind hart wegen der intensiven elektrostatischen Anziehung. Um das Gitter zu zerkratzen, müssen Bindungen gebrochen werden, was viel Energie erfordert.
  • Sie sind spröde, weil beim Verschieben einer Schicht Ionen mit gleichem Vorzeichen aufeinandertreffen, was zu starker elektrostatischer Abstoßung führt und das Gitter bricht.
• Löslichkeit: Löslich in polaren Lösungsmitteln (z. B. Wasser). Die Ionen werden vom Lösungsmittel umgeben (solvatisiert), wodurch das Gitter aufgebrochen wird. Sie sind besser löslich bei niedrigen Werten der Gitterenergie (U_R).
• Elektrische und thermische Leitfähigkeit: Im festen Zustand sind sie keine Leiter, da Kationen und Anionen in festen Positionen gehalten werden und sich nicht bewegen können. Sie leiten nur in geschmolzenem Zustand oder in Lösung.

Kovalente Bindung

Die kovalente Bindung entsteht durch das Teilen von Elektronen (e^--Sharing) zwischen Atomen (meist Nichtmetallen). Die gebundenen Atome besitzen weniger Energie als zwei isolierte Atome; bei der Bindungsbildung wird Energie freigesetzt.

Polarität kovalenter Bindungen

• Unpolare Bindung: Tritt auf, wenn die Atome gleich sind oder eine ähnliche Elektronegativität besitzen. Das Elektronenpaar befindet sich in der Mitte zwischen beiden Atomen.
• Polare Bindung: Tritt auf, wenn die Atome eine unterschiedliche Elektronegativität besitzen.

Eigenschaften kovalenter Stoffe

Atomare Stoffe (Netzwerkstrukturen)

• Aggregatzustand: Kristalline Feststoffe bei Raumtemperatur mit sehr hohem Schmelzpunkt. Zum Schmelzen muss das gesamte Gitter kovalenter Bindungen aufgebrochen werden.
• Leitfähigkeit: Schlechte Leiter, mit Ausnahme von Kohlenstoff (Graphit), der aufgrund der Elektronenmobilität zwischen den Schichten leitet.
• Löslichkeit: Meist nicht in Wasser löslich.

Molekulare Stoffe

• Aggregatzustand: Feststoffe, Flüssigkeiten oder Gase bei Raumtemperatur.
• Schmelz- und Siedepunkte: Niedrig, da zum Schmelzen nur die intermolekularen Kräfte und nicht die kovalente Bindung selbst gebrochen werden müssen.
• Löslichkeit:
  • Unpolare molekulare Verbindungen (z. B. Benzin) lösen sich in apolaren Stoffen (z. B. Benzol).
  • Polare kovalente Verbindungen (z. B. Wasser, Ethanol) lösen sich in polaren Lösungsmitteln.
• Leitfähigkeit: Leiten den Strom nicht, außer in sehr polaren wässrigen Lösungen.

Metallische Bindung

Die metallische Bindung zeichnet sich durch eine kompakte Packung der Atome aus.

Eigenschaften von Metallen

Metalle bilden ein Kristallgitter, in dem die Kationen perfekt im Raum angeordnet sind und die Valenzelektronen sich frei im gesamten Kristall bewegen können (Elektronenwolke). Die Kristallstrukturen sind vor allem kubisch oder hexagonal.

• Elektrische und thermische Leitfähigkeit: Sehr hoch, aufgrund der hohen Mobilität der Valenzelektronen.
• Verformbarkeit (Duktilität und Hämmerbarkeit): Sehr hoch, da sich die Ebenen verschieben können, ohne dass sich Kationen gleichen Vorzeichens gegenüberstehen. Dadurch sind Metalle verformbar und schmiedbar.
• Schmelz- und Siedepunkte: Hoch, da die Atome sehr stark gebunden sind und viel Energie benötigt wird, um diese Bindungen zu brechen.
• Dichte: Hoch, da die Masse im Verhältnis zum Volumen sehr groß ist.
• Weitere Effekte: Zeigen Elektronenemission oder den photoelektrischen Effekt.

Intermolekulare Kräfte

• Van-der-Waals-Kräfte: Wirken zwischen polaren Molekülen (z. B. HCl, PH₃, H₂S, CO) und unpolaren Molekülen.
• Wasserstoffbrückenbindung (H-Brücke): Die stärkste intermolekulare Bindung. Sie tritt zwischen polaren Molekülen auf, die ein Wasserstoffatom und ein kleines, stark elektronegatives Atom (N, O, F) enthalten.

Thermodynamische Konzepte

Born-Haber-Kreisprozess

Beschreibt aus energetischer Sicht die Bildung einer ionischen Verbindung und alle notwendigen Zwischenschritte, um ein Mol der ionischen Verbindung aus ihren Elementen in deren stabilster Form (niedrigste Energie) zu bilden.

Gitterenergie (U_R)

Die Energie, die bei der Bildung einer Ionenbindung aus Ionen im gasförmigen Zustand freigesetzt wird. Sie ist der Wert, der diesen Prozess thermodynamisch rechtfertigt.

Zusammenfassung der Bindungsarten

• Ionische Bindung: Ein Nichtmetall gewinnt Elektronen und erreicht die Edelgaskonfiguration; ein Metall verliert Valenzelektronen und wird zum Kation.
• Kovalente Bindung: Atome (Nichtmetalle, oft mit H) erreichen das Elektronenoktett durch das Teilen von Elektronenpaaren.
• Metallische Bindung: Atome übertragen ihre Valenzelektronen in eine gemeinsame Wolke, werden zu Kationen und bilden ein Gitter.