Chemische Bindungen

📑 Inhaltsverzeichnis

Atome streben eine Edelgaskonfiguration an (8 Außenelektronen, Oktettregel). Daraus ergeben sich drei Bindungstypen:

Elektronegativität und Bindungspolarität

Die Elektronegativität (EN) nach Pauling gibt an, wie stark ein Atom Elektronen an sich zieht. Die Differenz $\Delta EN$ zwischen zwei Bindungspartnern bestimmt die Bindungsart:

$\Delta EN > 1,7$: Ionenbindung (Elektronenübergang)
$0,4 < \Delta EN \leq 1,7$: polare Atombindung (ungleichmäßige Elektronenverteilung)
$\Delta EN \leq 0,4$: unpolare Atombindung (gleiche Verteilung)

Ausgewählte Elektronegativitätswerte:

Element	Symbol	EN (Pauling)	Typische Rolle
Natrium	$Na$	0,9	Metall, Elektronendonator
Wasserstoff	$H$	2,1	Kann Metall oder Nichtmetall sein
Kohlenstoff	$C$	2,5	Nichtmetall
Chlor	$Cl$	3,2	Nichtmetall, Elektronenakzeptor
Sauerstoff	$O$	3,5	Stark elektronegativ

Lewis-Strukturen wichtiger Moleküle

Lewis-Schreibweise zeigt die Valenzelektronen als Punkte. Bindungselektronenpaare stehen zwischen den Atomen:

Wasser ($H_2O$): Sauerstoff (6 Valenzelektronen) bildet zwei Einfachbindungen zu je einem Wasserstoff. Zwei freie Elektronenpaare bleiben am Sauerstoff. Molekülform: gewinkelt (104,5°).
Methan ($CH_4$): Kohlenstoff (4 Valenzelektronen) bildet vier Einfachbindungen zu je einem Wasserstoff. Tetraedrische Anordnung (109,5°).
Kohlendioxid ($CO_2$): Kohlenstoff bildet zwei Doppelbindungen mit Sauerstoff. Linear angeordnet (180°), keine freien Elektronenpaare am Kohlenstoff.

VSEPR-Theorie

Das VSEPR-Modell (Valence Shell Electron Pair Repulsion) erklärt die Molekülgestalt durch die Abstoßung von Elektronenpaaren. Freie Elektronenpaare beanspruchen mehr Raum als Bindungspaare. Deshalb ist $H_2O$ gewinkelt (zwei freie Paare), $CH_4$ tetraedrisch (keine freien Paare) und $CO_2$ linear (keine freien Paare am Zentralatom).

Die drei Bindungstypen im Vergleich

Eigenschaft	Ionenbindung	Atombindung (kovalent)	Metallbindung
Partner	Metall + Nichtmetall	Nichtmetall + Nichtmetall	Metall + Metall
Elektronen	werden übertragen	werden geteilt	sind frei beweglich
Bindungskräfte	elektrostatisch	shared Electron Pairs	Elektronengas im Gitter
Schmelzpunkt	hoch (> 800°C)	mittel (wenige 100°C)	meist hoch
Härte	hart, spröde	weich bis mittel	verformbar (duktil)
Leitfähigkeit	nur in Lösung/geschmolzen	nichtleitend	sehr gut leitend
Beispiel	$NaCl$, $MgO$	$H_2O$, $CH_4$, $O_2$	$Cu$, $Fe$, $Al$

Ionenbindung im Detail

Bei der Ionenbindung gibt ein Metall (z.B. Natrium) Elektronen ab und wird zum Kation ($Na^+$). Ein Nichtmetall (z.B. Chlor) nimmt Elektronen auf und wird zum Anion ($Cl^-$). Die entstehenden Ionen ordnen sich in einem Ionengitter an. Beispiel Natriumchlorid: $Na \rightarrow Na^+ + e^-$ und $Cl + e^- \rightarrow Cl^-$. Die Coulomb-Kraft hält das Gitter zusammen.

Alltagsrelevanz

Warum löst sich Kochsalz im Wasser? $NaCl$ liegt als Ionengitter vor. Wassermoleküle umgeben die Ionen mit ihren_partialen Ladungen (dipolare Wechselwirkung). Die Hydratationsenthalpie ist größer als die Gitterenergie, sodass sich das Gitter auflöst.

Warum ist Diamant so hart? Kohlenstoffatome sind durch starke kovalente Bindungen in allen drei Raumrichtungen vernetzt. Jedes C-Atom ist tetraedrisch an vier Nachbarn gebunden. Um den Kristall zu spalten, müssten kovalente Bindungen gebrochen werden, was viel Energie erfordert. Graphit hingegen hat nur Schichten aus kovalent gebundenen C-Atomen, zwischen denen nur schwache van-der-Waals-Kräfte wirken. Deshalb lässt sich Graphit leicht abblättern und als Bleistiftmine verwenden.

Warum leitet Kupfer Strom? In Metallen sind die Valenzelektronen nicht an einzelne Atome gebunden, sondern bilden ein frei bewegliches Elektronengas. Legt man eine Spannung an, wandern die Elektronen und transportieren Ladung. Kupfer hat besonders viele freie Elektronen (ein pro Atom) und geringen Widerstand, weshalb es als Leitungsmaterial in Stromkabeln bevorzugt wird.

Die Bindungsart bestimmt die physikalischen und chemischen Eigenschaften eines Stoffes.

Übungen

Berechne die Elektronegativitätsdifferenz $\Delta EN$ für folgende Paare und bestimme, ob eine Ionenbindung, polare Atombindung oder unpolare Atombindung vorliegt: $\ce{Na-F}$ ($EN_\ce{Na}=0{,}9$, $EN_\ce{F}=4{,}0$), $\ce{C-O}$ ($EN_\ce{C}=2{,}5$, $EN_\ce{O}=3{,}5$), $\ce{Cl-Cl}$ ($EN_\ce{Cl}=3{,}2$). Gib für die polaren Bindungen an, welches Atom die partial negative Ladung trägt.
Zeichne die Lewis-Struktur von Ammoniak ($\ce{NH3}$). Wie viele Valenzelektronen hat Stickstoff? Wie viele bindende und wie viele freie Elektronenpaare sind vorhanden? Welche Molekülform ergibt sich nach dem VSEPR-Modell?
Vergleiche die Eigenschaften von Kochsalz ($\ce{NaCl}$) und Zucker ($\ce{C12H22O11}$) hinsichtlich Schmelzpunkt, elektrischer Leitfähigkeit in Wasser und Härte. Ordne jeder Substanz den passenden Bindungstyp zu und erkläre die Unterschiede.
Warum leitet Kupfer elektrischen Strom, während ein Kupfer(II)-chlorid-Kristall ($\ce{CuCl2}$) im festen Zustand nicht leitet, wohl aber in wässriger Lösung? Erkläre die Unterschiede auf der Ebene der Bindungstypen und der beweglichen Ladungsträger.
Diamant und Graphit bestehen beide aus Kohlenstoff. Erkläre anhand der Bindungstypen, warum Diamant extrem hart ist, während Graphit als Schmiermittel verwendet werden kann.