Chemische Bindungen: Ionisch, Kovalente und Metallisch

Chemische Bindungen

Chemische Bindungen neigen dazu, dass Atome sich gegenseitig zu immer komplexeren Einheiten binden, wodurch Stoffe aufgebaut werden.

Ionische Bindung (Salzbrücke)

Eine Salzbrücke entsteht, wenn ein Atom, dem Elektronen in der äußeren Schale fehlen, mit einem Atom niedriger Elektronegativität konfrontiert wird. Dieser Elektronentransfer führt zu einer Ladungsübertragung zugunsten des ersteren. Dies geschieht typischerweise zwischen Metallen und Nichtmetallen. Der grundlegende Prozess des Elektronentransfers führt zur sogenannten ionischen Kristallstruktur (Netzwerk).

Bei ionischen Verbindungen spricht man nicht von einzelnen Molekülen, sondern von großen Aggregaten. Die Formel zeigt lediglich das Verhältnis, in dem die Ionen kombiniert werden.

Eigenschaften ionischer Verbindungen

• Sie besitzen feste, kristalline Eigenschaften (richtige und geordnete Struktur).
• Sie haben hohe Schmelz- und Siedepunkte, da viel Energie zur Trennung benötigt wird.
• Sie sind schwer zu zerbrechen, da die feste Verbindung durchbrochen werden muss.
• Sie sind in der Regel wasserlöslich und zerfallen in positive und negative Ionen.
• Als Festkörper besitzen sie keine elektrische Leitfähigkeit, da die Ionen fest gebunden sind.
• Als Schmelze oder in wässriger Lösung sind sie durch die vorhandenen Ionen gute elektrische Leiter.

Die Anziehungskraft ist umso größer, je geringer der Abstand zwischen den Ionen und je höher deren Ladung ist.

Kovalente Bindung

Die kovalente Bindung ist der grundlegende Prozess des Elektronenteilens (Sharing). Die geteilten Elektronen ermöglichen eine Edelgaskonfiguration.

Dies ist eine Bindung zwischen Atomen mit ähnlicher Elektronegativität, meist Nichtmetallen. Die Moleküle sind die Basiseinheiten kovalenter Verbindungen. Moleküle werden oft mit Lewis-Diagrammen dargestellt, wobei Valenzelektronen durch Punkte repräsentiert werden.

Koordinative Kovalente Bindung (Dativbindung)

Es kann vorkommen, dass das geteilte Elektronenpaar nicht aus je einem Elektron jedes gebundenen Atoms besteht, sondern beide Elektronen von einem der Atome beigesteuert werden. Dies nennt man koordinative kovalente Bindung oder Dativbindung und wird durch einen Pfeil vom gebenden Atom zum empfangenden Atom dargestellt.

Eigenschaften kovalenter Verbindungen (Moleküle)

• Sie sind in der Regel Gase oder Flüssigkeiten.
• Sie haben niedrigere Schmelz- und Siedepunkte.
• Sie sind häufig schlecht in Wasser löslich.
• Sie leiten keinen elektrischen Strom.

Metallische Bindung

Die metallische Bindung tritt bei Metallen auf. Sie besteht aus einer sehr geordneten und kompakten Anordnung positiver Metallionen (Gitter), zwischen denen sich die pro Atom abgegebenen Elektronen als Elektronenwolke (elektronische See) verteilen.

Eigenschaften metallischer Bindungen

• Sie sind bei Raumtemperatur fest (Ausnahme: Quecksilber).
• Sie weisen eine hohe Dichte auf.
• Sie haben hohe Schmelz- und Siedetemperaturen.
• Sie sind gute Leiter von Strom und Wärme.
• Sie zeigen Duktilität und Verformbarkeit, da sich die Ionenschichten übereinander verschieben können.

Intermolekulare Kräfte

Wasserstoffbrückenbindung

Die Wasserstoffbrückenbindung fällt in diese Kategorie und ist etwa 20-mal schwächer als die kovalente Bindung. Sie wird als molekulare Wechselwirkung aufgrund der Polarität kovalenter Bindungen untersucht. Sie tritt zwischen einem positiv geladenen Wasserstoffatom und einem kleinen, elektronegativen Atom wie Sauerstoff, Stickstoff oder Fluor auf. Diese Bindungen sind für den hohen Siedepunkt von Wasser verantwortlich.

Polarität der kovalenten Bindung und Dipol-Dipol-Kräfte

Bei Molekülen wie HF, bei denen der Elektronenaustausch aufgrund der nicht sehr unterschiedlichen Elektronegativitäten der beteiligten Atome nicht fair ist, entsteht eine polare kovalente Bindung. Dies führt zu intermolekularen Kräften (Dipol-Dipol-Kräfte).

Van-der-Waals-Kräfte

Die Intermolekularen Kräfte oder van-der-Waals-Kräfte sind für makroskopische Eigenschaften wie Siedepunkt, Härte und Viskosität verantwortlich. Sie sind viel schwächer als intramolekulare Kräfte und können mit relativ geringem Energieaufwand überwunden werden.

London-Dispersionskräfte

Die London-Dispersionskräfte sind für die Anziehung zwischen unpolaren Atomen oder Molekülen (wie H₂, O₂, N₂) verantwortlich. Sie können auch bei polaren Teilchen auftreten. London erkannte, dass die Bewegung der Elektronen in einem Atomorbital ein momentanes, asymmetrisch verteiltes Elektronendichtedipolmoment erzeugen kann, was zu einer Anziehung zwischen ihnen führt.