Chemische Bindungen: Ionenbindung & Kovalente Bindung

Chemische Bindungen und Atomkonzepte

Ionisationsenergie (Ionization Energy): Die Energie, die am Prozess beteiligt ist, bei dem ein neutrales Atom eines Elements X im gasförmigen Zustand ein Elektron aus der äußeren Schale abgibt und zu einem einfach positiv geladenen Ion (X⁺), ebenfalls im gasförmigen Zustand, wird.

Ionisationsenergie und Elektronenaffinität

Elektronenaffinität (A): Die Energie, die bei dem Prozess umgesetzt wird, durch den ein neutrales Atom eines Elements X im gasförmigen Zustand ein Elektron aufnimmt und zu einem einfach negativ geladenen Ion (X^-), ebenfalls im gasförmigen Zustand, wird.

Elektronegativität

Elektronegativität: Die Elektronegativität eines Elements ist die Fähigkeit eines Atoms, die Elektronen des Moleküls, dessen Teil es ist, anzuziehen.

Thema 13: Chemische Bindungen

Chemische Bindungen: Die Kräfte, die Atome, Ionen oder Moleküle zusammenhalten (im Original fehlerhaft als 'Husten' übersetzt), um stabile chemische Elemente und Verbindungen zu bilden, heißen chemische Bindungen.

Energie und Stabilität: Atome verbinden sich zu größeren Gruppen, um eine höhere Stabilität und einen Zustand niedrigerer Energie zu erreichen als die getrennten Atome.

Die Ionenbindung ist die Verknüpfung, die aus der elektrostatischen Wechselwirkung zwischen positiven und negativen Ionen resultiert und zur Bildung eines ionischen Kristallgitters führt.

2.1. Struktur der Ionenverbindungen

Ionenverbindungen bilden Kristalle, d. h. feste Strukturen, die aus Kationen und Anionen bestehen. In diesen Kristallen sind die Ionen in einer geordneten Art und Weise in den drei Raumrichtungen angeordnet.

Die spezifische Anordnung der Ionen für jeden Stoff hängt hauptsächlich von folgenden Faktoren ab:

• Die Ladung von Kationen und Anionen: Da sich positive und negative Ladungen ausgleichen müssen.
• Die elektrostatischen Wechselwirkungen: Es sollte die maximale Anzahl an elektrostatischen Anziehungen und die minimale Anzahl an Abstoßungen erreicht werden, da diese elektrostatischen Anziehungskräfte die Stabilität des Kristalls gewährleisten.
• Die Größe der Ionen: Sie sind so angeordnet, dass möglichst wenige Lücken (Hohlräume) entstehen.
• Koordinationszahl: Die Anzahl der Kationen, die Kontakt mit einem Anion haben, oder die Anzahl der Anionen, die Kontakt mit einem Kation in einem ionischen Kristall haben, ist die Koordinationszahl des Anions bzw. Kations.
• Netzwerkenergie oder Gitterenergie: Dies ist der Energieaustausch, der bei der Bildung von einem Mol eines ionischen Kristalls aus den entsprechenden positiven und negativen Ionen im gasförmigen Zustand (im niedrigsten Energiezustand) auftritt. Je höher die Gitterenergie, desto stabiler ist die ionische Verbindung.

Kovalente Bindungen

Ionische Substanzen sind bei Raumtemperatur fest und bestehen aus Elementen mit sehr unterschiedlicher Elektronegativität. Im Gegensatz dazu stehen Stoffe wie Ammoniak (NH₃ (g)), Wasser (H₂O (l)) oder Stoffe, die aus einem einzigen Element bestehen, wie Sauerstoff (O₂) oder Wasserstoff (H₂). Alle diese genannten Substanzen zeichnen sich dadurch aus, dass sie aus neutralen Atomen, in der Regel Nichtmetallen, bestehen und über kovalente Bindungen verknüpft sind.

Das Lewis-Modell

Kurz nachdem Niels Bohr sein Atommodell vorschlug, entwickelte der amerikanische Chemiker G. N. Lewis die erste Theorie der kovalenten Bindung. Nach dieser Theorie ist die kovalente Bindung die Verknüpfung, die zwischen zwei Atomen durch das Teilen von einem oder mehreren Elektronenpaaren erfolgt. Diese gemeinsame Nutzung (Sharing) bedeutet, dass die Elektronen zu beiden Atomen gehören. So erwirbt jedes Atom die äußere Struktur eines Edelgases, indem es die eigenen Valenzelektronen mit denen des anderen Atoms teilt.

Koordinative kovalente Bindung

Wie wir gerade gesehen haben, steuert bei einer kovalenten Bindung jedes Atom ein, zwei oder drei Elektronen bei. Es gibt jedoch einige Moleküle und Ionen, die nicht dieser Norm entsprechen. Obwohl es sich um eine kovalente Bindung handelt, kann das Wasserstoff-Ion (H⁺) keine Elektronen beisteuern, da es über keine verfügt. Wenn das bindende Elektronenpaar vollständig von einem der beiden Atome bereitgestellt wird, wird die Bindung als koordinative kovalente Bindung (oder dative Bindung) bezeichnet. Sie ist genauso stark wie eine normale kovalente Einfachbindung. Dies ist eine kovalente Art der Verknüpfung, die in einer großen Anzahl von Molekülen und mehratomigen Ionen vorkommt. Zu letzteren gehören das Oxonium-Ion (H₃O⁺) und das Ammonium-Ion (NH₄⁺).

3.2. Valenzstrukturtheorie

Basierend auf der Quantenmechanik und der Anwendung atomarer Modelle wurden verschiedene Theorien der chemischen Bindung entwickelt. Die anschaulichste ist die Valenzstrukturtheorie (VB-Theorie). Nach dieser Theorie ist für die Bildung einer kovalenten Bindung zwischen zwei Atomen Folgendes notwendig:

• Jedes Atom muss ein Atomorbital besitzen, das mit einem einzelnen Elektron (halbbesetzt) besetzt ist.
• Die beiden Elektronen der beteiligten halbbesetzten Orbitale müssen entgegengesetzte Spins aufweisen (antiparallel sein).
• Die kovalente Bindung wird durch die Überlappung der beiden halbbesetzten Orbitale zu einem gemeinsamen Orbital gebildet, in dem die beiden Elektronen gepaart werden. Die anderen Orbitale bleiben intakt.
• Je größer die Überlappung der halbbesetzten Orbitale ist, desto stabiler ist die kovalente Bindung.

Betrachten wir das Verfahren für das H₂-Molekül: Jedes Wasserstoffatom steuert ein Elektron in seinem Orbital bei. Beide Elektronen haben einen antiparallelen Spin (symbolisiert durch entgegengesetzte Pfeile). Am Ende ist die Elektronendichte zwischen den Kernen am höchsten. Dies stabilisiert das Molekül durch eine Verringerung seiner Energie.

In den folgenden Beispielen wird die Bildung kovalenter Bindungen in verschiedenen Molekülen gezeigt. Diese Bindungen können durch ein Rechteck dargestellt werden, das die beiden halbbesetzten Orbitale symbolisiert, die das gemeinsame Orbital bilden, in dem sich zwei gepaarte Elektronen befinden. Es werden einfache kovalente Bindungen gebildet, da jede Paarung durch ein einziges Elektronenpaar zwischen zwei Atomen erfolgt.

Mehrfachbindungen

Kovalente Doppel- oder Dreifachbindungen entstehen, wenn zwei Atome zwei oder drei Paare von Elektronen teilen. Dies entspricht der Überlagerung von entsprechend vielen Paaren halbbesetzter Atomorbitale, wie in den folgenden Beispielen gezeigt wird. Es erfolgt eine kovalente Bindung.

Ebenso wie in der Lewis-Theorie gibt es auch hier die koordinative Bindung. In dieser Theorie wird davon ausgegangen, dass eine koordinative kovalente Bindung entsteht, wenn ein Atom ein unbesetztes Valenzorbital aufweist, während das andere Atom ein Valenzorbital beiträgt, das mit zwei Elektronen besetzt ist (freies Elektronenpaar).