9.1: Arten chemischer Bindungen

Der Chemiker Gilbert N. Lewis war Pionier in der entwicklung chemischer Bindungstheorie.

Er entwickelte ein Modell namens Lewis-Modell, um die Art und Bildung verschiedener Bindungen zu erklären. Die chemische Bindung ist von zentraler Bedeutung für die Chemie; Sie erklärt, wie sich Atome oder Ionen zu Molekülen verbinden, warum einige Bindungen stark und andere schwach sind oder warum ein Kohlenstoffatom eine Bindung mit zwei Sauerstoffatomen eingeht und nicht mit drei oder auch warum Wasser H₂O und nicht H4O ist.

Ionische Bindungen

Ionen sind Atome oder Moleküle, die eine elektrische Ladung tragen. Ein Kation (ein positives Ion) entsteht, wenn ein neutrales Atom ein oder mehrere Elektronen aus seiner Valenzschale verliert, und ein Anion (ein negatives Ion) entsteht, wenn ein neutrales Atom ein oder mehrere Elektronen in seine Valenzschale aufnimmt. Verbindungen, die aus Ionen bestehen, werden ionische Verbindungen (oder Salze) genannt und ihre Ionenbestandteile werden durch ionische Bindungen zusammengehalten: elektrostatische Anziehungskräfte zwischen entgegengesetzt geladenen Kationen und Anionen.

Die Eigenschaften ionischer Verbindungen geben Aufschluss über die Natur ionischer Bindungen. Ionische Feststoffe weisen eine kristalline Struktur auf und neigen dazu, starr und spröde zu sein; Sie neigen auch dazu, hohe Schmelz- und Siedepunkte zu haben, was darauf hindeutet, dass die Ionenbindungen sehr stark sind. Aus dem gleichen Grund sind ionische Festkörper auch schlechte Stromleiter – die Stärke der Ionenbindungen verhindert, dass sich Ionen im Festkörper frei bewegen können. Die meisten ionischen Feststoffe lösen sich jedoch leicht in Wasser. Einmal gelöst oder geschmolzen, sind ionische Verbindungen hervorragende Strom- und Wärmeleiter, da sich die Ionen frei bewegen können.

Kovalente Bindungen

Nichtmetallatome bilden häufig kovalente Bindungen mit anderen Nichtmetallatomen. Kovalente Bindungen entstehen, wenn Elektronen zwischen Atomen geteilt werden und von den Kernen beider Atome angezogen werden. Wenn die Atome, die eine kovalente Bindung bilden, identisch sind, wie in H₂, Cl₂ oder anderen zweiatomigen Molekülen, sind die Elektronen in der Bindung gleichmäßig verteilt. Dies wird als reine kovalente Bindung bezeichnet. Wenn die durch eine kovalente Bindung verbundenen Atome unterschiedlich sind, werden die Bindungselektronen zwar geteilt, jedoch nicht mehr gleichmäßig. Stattdessen werden die Bindungselektronen von einem Atom stärker angezogen als vom anderen, was zu einer Verschiebung der Elektronendichte in Richtung dieses Atoms führt. Diese ungleiche Elektronenverteilung wird als polare kovalente Bindung bezeichnet.

Verbindungen, die kovalente Bindungen enthalten, weisen andere physikalische Eigenschaften auf als ionische Verbindungen. Da die Anziehung zwischen elektrisch neutralen Molekülen schwächer ist als die zwischen elektrisch geladenen Ionen, haben kovalente Verbindungen im Allgemeinen viel niedrigere Schmelz- und Siedepunkte als ionische Verbindungen. Während ionische Verbindungen in Wasser gelöst gute Stromleiter sind, sind die meisten kovalenten Verbindungen in Wasser unlöslich; Da sie elektrisch neutral sind, sind sie in jedem Zustand schlechte Stromleiter.

Metallische Bindungen

Zwischen zwei Metallatomen entsteht eine metallische Bindung. Ein vereinfachtes Modell zur Beschreibung metallischer Bindungen wurde von Paul Drüde mit dem Namen „Electron Sea Model“ entwickelt. Basierend auf den niedrigen Ionisierungsenergien von Metallen geht das Modell davon aus, dass Metallatome leicht ihre Valenzelektronen verlieren und zu Kationen werden. Diese Valenzelektronen erzeugen einen Pool delokalisierter Elektronen, der die Kationen im gesamten Metall umgibt.

Metallische Feststoffe wie Kristalle aus Kupfer, Aluminium und Eisen. bestehen aus Metallatomen und weisen alle eine hohe thermische und elektrische Leitfähigkeit, metallischen Glanz und Formbarkeit auf. Viele sind sehr hart und belastbar. Aufgrund ihrer Formbarkeit (der Fähigkeit, sich unter Druck oder Hämmern zu verformen) zersplittern sie nicht und sind daher nützliche Baumaterialien. Die Schmelzpunkte von Metallen variieren stark. Quecksilber ist bei Raumtemperatur flüssig und die Alkalimetalle schmelzen unterhalb von 200 °C. Einige Post-Übergangsmetalle haben auch niedrige Schmelzpunkte, während die Übergangsmetalle selbst bei Temperaturen über 1000 °C schmelzen. Diese Unterschiede spiegeln Unterschiede in der Stärke der metallischen Bindung zwischen den Metallen wider.

Dieser Text wurde adaptiert von Openstax, Chemistry 2e, Section 7.1: Ionic Bonding, Openstax, Chemistry 2e, Section 7.2: Covalent Bonding, and Openstax, Chemistry 2e, Section 10.5: The Solid State of Matter.

Chemische Bindungen sind für Atome notwendig um eine Vielzahl von Verbindungen zu bilden, wie z. B.Salz, Wasser oder Legierungen. Das Verstehen der Bildung chemischer Bindungen, oder genauer gesagt die Anziehung zwischen Atomen, hilft das molekulare Verhalten zu verstehen und vorherzusagen.

Der Kern eines Atoms besteht aus Neutronen und positiv geladene Protonen, die von den negativ geladenen Elektronen umgeben sind. Wenn sich zwei Atome einander nähern, werden die Elektronen von einem Atom zum Kern des anderen Atoms angezogen und umgekehrt. Gleichzeitig stoßen sich die Kerne beider Atome sich gegenseitig ab, genauso wie die Elektronen jedes Atoms.

Wenn diese Wechselwirkungen zu einer Reduktion der potentiellen Energie führen, wird eine chemische Bindung gebildet. Es gibt drei Arten von chemischen Bindungen. Ein Metall und ein Nichtmetall, wie Natrium und Chlor, bilden eine ionische Bindung.

Metalle haben niedrige Ionisierungsenergien, die eine leichtere Ablösen der Elektronen aus dem Atom ermöglichen. Diese Elektronen werden bereitwillig akzeptiert durch Nichtmetalle aufgrund ihrer hohen Elektronenaffinität und das Bestreben, eine volle Schale zu erreichen. Daher überträgt das Metall Elektronen auf das Nichtmetall, und bildet ein Kation und ein Anion.

Diese geladenen Teilchen ziehen sich gegenseitig an, um eine ionische Bindung zu bilden. Der zweite Typ sind kovalente Bindungen, die sich zwischen zwei Nichtmetallen bilden, wie ein Kohlenstoff und zwei Sauerstoffatomen, Kohlendioxid bilden. Nichtmetalle haben hohe Ionisierungsenergien, die es schwierig machen, Valenzelektronen von einem Atom auf ein anderes zu entfernen und zu übertragen, daher werden die Elektronen zwischen den Atomen geteilt.

Diese gemeinsamen Elektronen wechselwirken mit beiden Kernen der Atome und senken dabei die potentielle Energie. Die letzte Art ist die metallische Bindung, gebildet zwischen zwei Metallatomen. Metallatome verlieren leicht Valenzelektronen, wobei sie ein Pool an Elektronen bilden nach dem einfachsten freien Elektronenmodell.

Die Valenzelektronen werden über das gesamte Metall verstreut und die positiv geladenen Metallatome werden von diesem Pool an Elektronen, die die Atome zusammenhält, angezogen.