Kaum etwas liegt in unserem Körper in reiner Form dar. Bei den meisten Stoffen handelt es sich um chemische Verbindungen. Die Kenntnis über Aufbau und Eigenschaft der verschiedenen Bindungsarten erleichtert es, komplexe Vorgänge in der Biochemie zu verstehen.
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Bild: “tafelanschrieb_chemie…” von Chemie-Verbände Baden-Württemberg . Lizenz: CC BY 2.0


Der folgende Beitrag stellt die drei Arten der chemischen Bindungen vor und bietet damit eine gute Prüfungsvorbereitung fürs Chemie-Praktikum und die Klausur.

Element vs. Verbindung

Als Element bezeichnet man Atome gleicher Kernladungszahl. Sie sind chemisch nicht weiter zerlegbar und liegen in atomarer (z.B. Edelgase, Atome liegen vereinzelt vor), molekularer (z.B. Stickstoff, Sauerstoff; Atome des gleichen Elements gehen eine Verbindung ein) oder polymerer (Atome des gleichen Elements gehen mehrere/verzweigte, kettenförmige Verbindungen ein) Form vor.

In der Chemie werden drei grundlegende Bindungsarten unterschieden:

  • Atombindung
  • Ionenbindung
  • Metallbindung

Eine Verbindung ist ein reiner Stoff aus unterschiedlichen Elementatomen, die in einem festen Zahlenverhältnis zu einander stehen. Sie sind wiederum in Elemente zerlegbar. Auch hierbei unterscheidet man mehrere Erscheinungsformen: Die molekulare, die polymere und die ionogene Form.

Die Verbindungen entstehen durch das Knüpfen von Bindungen zwischen den Atomen, wobei die Valenzelektronen, also die Außenelektronen die entscheidenden Wechselwirkungen eingehen. Welcher Bindungstyp bevorzugt wird, kann ganz leicht mit Hilfe der Elektronegativität ermittelt werden.

Das ist die Energie, mit der Elektronen vom Kern angezogen werden und steht im Periodensystem neben jedem Element (=EN). Man betrachtet den EN der beteiligten Elemente und berechnet die Differenz. Beträgt diese 0 liegt eine Metallbindung vor, liegt er zwischen 0 und 2 eine Atombindung und bei Werten über 2 eine Ionenbindung.

Die Ionenbindung

In einer Ionenbindung sind Ionen (= geladene Atome) in einem Gitter dreidimensional angeordnet. Als Kationen bezeichnet man dabei positiv geladene Teilchen, als Anionen die negativ geladenen. Sie entstehen durch die vollständige Abgabe der Valenzelektronen eines Elements (Metall) an ein anderes (Nicht-Metall). Beide erreichen dadurch die stets angestrebte, stabile Edelgaskonfiguration.

Die Bindung beruht demzufolge auf elektrostatische Anziehungskräfte, die ungerichtet sind. Das heißt, die Anziehung wirkt räumlich in alle Richtungen.
Da es bei zunehmender Nähe beider Teilchen, wiederum zur Abstoßung zwischen den gleich geladenen Atomkernen und Elektronenhüllen kommt, behalten sie sich einen bestimmten, stabilsten Abstand, bei dem Abstoßungs- und Anziehungskräfte gleich sind. Er wird auch Gleichgewichtsabstand bezeichnet.

Ionenbindungen bilden Kristalle und liegen in Salzen und salzartigen Verbindungen vor. Da die elektrostatischen Kräfte sehr stark sind, findet man ihre Siede- und Schmelztemperaturen in hohen Bereichen. In deren Schmelzen und wässrigen Lösungen liegen die Kat- und Anionen frei bzw. nicht mehr im Ionengitter gebunden vor, sodass sie dann die nützliche Eigenschaft der elektrischen Leitfähigkeit erhalten.

Die geladenen Ionen werden dabei zu Ladungsträgern. Salze sind außerdem sehr spröde. Das liegt an der Anordnung der Ionen: Werden sie durch eine Krafteinwirkung um jeweils einen Gitterplatz verschoben, stehen sich gleichgeladene Teilchen gegenüber und stoßen sich ab.

Ein Beispiel für eine Ionenbindung ist das einfache Kochsalz, NaCl.

Die Atombindung

Eine Atombindung oder kovalente Bindung basiert auf der Ausbildung gemeinsamer Elektronenpaare zwischen zwei Atomen. Dabei steuert jeder Bindungspartner jeweils ein Elektron bei. Die Atombindung ist, anders als die Ionenbindung, eine gerichtete Bindungsart. Die Anziehungskräfte wirken nur in eine Richtung.

Sinn dieses Elektronen-„Sharings“ ist das Erreichen einer vollen Außenschale und somit einer stabilen Zustandskonfiguration. Aus zwei Atomorbitalen wird durch Überlappung ein Molekülorbital, das energetisch günstiger ist.

Besitzen die Partner einer Atombindung stark unterschiedliche EN-Werte, entstehen sog. Ladungsschwerpunkte (= δ). Im Molekül des Wassers beispielsweise nutzen ein O- und zwei H-Atome insgesamt zwei Elektronenpaare gemeinsam. Die Elektronegativität von Wasserstoff beträgt 2,2. Sauerstoff besitzt einen EN von 3,44.

Die Elektronenpaare werden somit stärker zum Sauerstoff hingezogen, sodass hier ein negativer Ladungsschwerpunkt (δ-) entsteht und beim Wasserstoff ein positiver (δ+). Solche Atombindungen nennt man polare Atombindungen.

Zwischen einzelnen Molekülen mit polarer Atombindung können sich sog. Wasserstoffbrückenbindungen aufbauen. Das sind stärkere zwischenmolekulare Anziehungskräfte (also keine weitere Bindungsart!) im Vergleich zu Van-der-Whaals-Kräften, die schwächere intermolekulare Anziehungskräfte darstellen. Die Wertigkeit oder Bindigkeit bezeichnet die Anzahl der von einem Atom ausgehenden, möglichen Bindungen.

Eine koordinative Atombindung ist eine Sonderform, bei der das Elektronenpaar (also beide Elektronen) von einem einzigen Bindungspartner stammt. Dieser muss über ein freies Elektronenpaar verfügen, d.h. ein mit zwei Elektronen besetztes Atomorbital, während der annehmende Partner eine Elektronenlücke, also eine leeres Atomorbital vorweisen muss. Die koordinative ist der kovalenten Atombindung gleichwertig.

Die Metallbindung

In einer Metallbindung besitzen die Metall-Kationen ebenfalls feste Gitterplätze. Sie haben ihre Valenzelektronen abgegeben, die im Gitter frei beweglich sind. Man bezeichnet sie als Elektronengas. Auch hier liegen nicht gerichtete, elektrostatische Anziehungskräfte zwischen Kationen und Elektronen der Bindung zugrunde.

Anders als bei Ionenbindung sind die Stoffe sehr gut verformbar und dehnbar, da sich bei mechanischer Einwirkung und daraus resultierender Verschiebung der Atome Nachbarbeziehungen nicht ändern. Auch ist die Bindung sehr stabil und weist hohe Schmelz- und Siedetemperaturen auf.

Durch die frei beweglichen Elektronen, die als Ladungsträger fungieren, sind Metalle sehr gute elektrische Leiter. Bei Wärmezufuhr, was Energiezufuhr bedeutet, fangen die Kationen an, zu schwingen. Dabei stoßen sie gegeneinander und geben die Wärme über diese Schwingungen weiter. Metalle sind also ebenso gute Wärmeleiter. Die meisten bekannten Elemente sind Metalle.





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