Chemische Bindungen

Inhaltsverzeichnis zum Thema

• Warum binden sich Atome?
• Welche chemischen Bindungen gibt es in Molekülen?
• Wann spricht man von Ionen?
• Was hält Moleküle noch zusammen?
• Die Elektronenwolke

Warum binden sich Atome?

Atome bestehen aus Atomkern und Atomhülle mit Elektronen. Für chemische Bindungen sind vor allem die Elektronen auf der äußersten Schale von Atomen von Bedeutung. Das sind die sogenannten Valenzelektronen.

In Verbindungen streben die Atome immer eine vollbesetzte Schale an, die der Edelgaskonfiguration entspricht. Diese erreicht ein Wasserstoffatom zum Beispiel, indem es mit einem weiteren Wasserstoffatom eine Bindung eingeht. Das Elektronenpaar dieser Bindung gehört dann zu beiden Atomen. Sie teilen sich also ein gemeinsames Elektronenpaar, wodurch sie beide die Edelgaskonfiguration erhalten.

In Molekülen gilt immer die Oktettregel. Willst du also eine Formel für ein Molekül aufstellen, dann achte darauf, dass die Anzahl der Bindungselektronen und freien Elektronenpaaren um ein Atom immer acht beträgt (Ausnahme: Wasserstoff). Im Wassermolekül besitzt der Sauerstoff also vier Elektronen durch seine freien Elektronenpaare und vier Bindungselektronen durch die zwei Bindungen zum Wasserstoff.

Welche chemischen Bindungen gibt es in Molekülen?

Es gibt verschiedene Arten von Bindungen. Es lässt sich zwischen polarer Atombindung und unpolarer Atombindung unterscheiden. In einem Molekül mit unpolarer Bindung ist die negative Ladung symmetrisch zwischen den Atomen verteilt. In einer polaren Bindung ist die Ladung unsymmetrisch verteilt, wodurch sich Teilladungen an den Atomen ergeben.

Ob eine Bindung polar oder unpolar ist, kannst du an der Differenz der Elektronegativitäten erkennen. Die Elektronegativität ist die Fähigkeit eines Atoms, die Bindungselektronen zu sich zu ziehen.

Wann spricht man von Ionen?

Liegt die Differenz der Elektronegativitäten zwischen 0 und 0,5, dann ist die Bindung unpolar. Zwischen 0,6 und 1,7 ist eine Bindung polar. In dem Fall zieht also das elektronegativere Atom die Bindungselektronen stärker zu sich. Polare und unpolare Bindungen werden zu den kovalenten Bindungen gezählt.

Ab einer Elektronegativitätsdifferenz von 1,7 liegen Ionen vor. In dem Fall zieht der elektronegativere Partner die Elektronen so weit zu sich, dass ein positives Kation und ein negatives Anion entstehen. Diese Ionen bilden dann ein Ionengitter, in dem Ionenbindungen vorliegen.

Was hält Moleküle noch zusammen?

Neben den Bindungen in einem Molekül gibt es auch noch Bindungen zwischen Molekülen. Diese Bindungen sind schwächer als die Bindungen in einem Molekül, tragen aber trotzdem zu den Eigenschaften der Verbindung bei. Die Anziehungskräfte zwischen Molekülen entstehen zum Beispiel, da die Elektronen in den Elektronenhüllen von Atomen ständig in Bewegung sind. Zum Teil kommt es dann zur ungleichmäßigen Verteilung der negativen Ladungen. Es entstehen ganz kurzfristig Teilladungen im Molekül, die zu einer Anziehung oder Abstoßung benachbarter Moleküle führt.

Diese Bindungen werden Van-der-Waals-Kräfte genannt und sind sehr schwach. Eine Rolle spielen sie nur in unpolaren Molekülen, da in polaren Molekülen stärkere Wechselwirkungen den Einfluss überdecken. Allgemein gilt: Je größer die Oberfläche eines Moleküls, desto stärker sind die Anziehungskräfte durch Van-der-Waals-Bindungen.

Ein weiteres Beispiel für intermolekulare Wechselwirkungen ist die Entstehung einer Wasserstoffbrückenbindung. Diese entstehen in polaren Molekülen wie z.B. zwischen Wassermolekülen und bilden sich, da die positiven Partialladungen der Wasserstoffatome und die negativen Partialladungen der Sauerstoffatome sich anziehen. Diese zusätzlichen Bindungen sorgen dafür, dass Wasser, obwohl es ein solch kleines Molekül ist, erst bei 100 °C siedet.

Die Elektronenwolke

Die Elektronenwolke dient der bildlichen Vorstellung des Aufenthaltsraums von zwei Elektronen und ist Teil des Kugelwolkenmodells. Es ähnelt dem Bohr'schen Atommodell mit seinen Elektronenschalen, die um den Kern angeordnet sind. Diese sind mit sogenannten Kugelwolken besetzt, in die maximal zwei Elektronen passen. Mit wachsender Entfernung zum Atomkern passen immer mehr Elektronenwolken auf eine Schale. Die Anzahl der Elektronen, die auf die $n$-te Schale passen, berechnet sich nach der Formel $2\,n^2$.

Jede Elektronenwolke wird aufgrund der gegenseitigen Abstoßung der Elektronen zunächst einzeln besetzt und erst dann paarweise. Wie viele Elektronenwolken auf eine Schale passen, hängt von der Größe der Schale und damit von der Entfernung zum Atomkern ab.
Dieses Atommodell stellt eine Vereinfachung des Orbitalmodells dar und zugleich eine Erweiterung des Bohr'schen Atommodells und eignet sich zur Erklärung von Atombindungen und dem Molekülbau.

Oft dient der Begriff Elektronenwolke als Synonym für den Begriff Elektronengas im Zusammenhang mit der Metallbindung. Diese ist dadurch gekennzeichnet, dass positiv geladene Atomrümpfe in einem festen Gitter angeordnet sind, während die Valenzelektronen frei beweglich um diese herumschwirren.