Natur und Technik für den Pflichtschulabschluss: Chemische Bindungen

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Elemente reagieren in gewissen einfachen Mengenverhältnissen miteinander. Die Forscher haben dazu entdeckt, dass in der Regel die Elemente in der Natur nicht als einzelne Atome vorkommen, sondern in der Form von Verbindungen. Wasserstoff und Sauerstoff beispielsweise kommen in der Luft als Moleküle von jeweils zwei Atome vor (H2 und O2). Zwei Atome Wasserstoff verbinden sich mit einem Atom Sauerstoff und bilden dadurch das Molekül des Wassers (H2O). Solche Moleküle sind stabil im Gegensatz zu den einzelnen Atomen, die sofort eine Bindung machen, wenn sie sich allein befinden. Es gibt allerdings verschiedene Arten von Bindungen: die Ionenbindung, die kovalente Bindung und die Metallbindung. Die Eigenschaften der Verbindungen können sehr unterschiedlich von den Eigenschaften der Teilelemente sein. Wasserstoff und Sauerstoff beispielsweise sind beide Gase, ihre Verbindung aber (Wasser) ist doch flüssig.

Im Gegensatz zu den anderen Elementen sind die Atome der Edelgase stabil. Daher treten Edelgase in der Natur als Einzelatome auf und formen kaum Verbindungen.


Ionenbindung[Bearbeiten]

NaCl (Kochsalz) im Raum(Kristallgitter)

Typische Vertreter dieser Bindungsart sind die Salze. In so einer Bindung verbinden sich in der Regel ein Metall mit einem Nichtmetall. Sie bilden zusammen kein Molekül sondern ein sogenanntes Ionengitter. In einem Gitter befinden sich mehrere Atome von unterschiedlichen Elementen. Sie sind abwechselnd in allen drei Richtungen eingeordnet. Die Atome des Metalls verlieren ein bis drei Elektronen und werden dadurch positiv geladene Atome (Kationen). Diese Elektronen werden von den Atomen des Nichtmetalls aufgenommen, diese Atome werden dadurch negativ geladene Atome (Anionen). Da in dieser Bindungsart Ionen entstehen, wird sie Ionenbindung genannt.

Chlor beispielsweise formt zusammen mit Natrium das uns bekannte Kochsalz (NaCl), das ist eine Ionenbindung. In dieser Bindung nimmt jedes Chloratom ein Elektron und wird zu einem Anion (Cl). Natrium verliert sein einziges äußeres Elektron und wird zum Kation (Na+). Schauen wir den ganzen Prozess Schritt zum Schritt an:

Unterschiedlich geladene Ionen (positive Natrium-Ionen und negative Chlor-Ionen) ziehen sich an und formen daher ein Kristallgitter.

Kovalente Bindung[Bearbeiten]

Chlor-Molekül: Zwei Cholratome teilen ein Elektronenpaar (in der Mitte dargestellt)

Eine kovalente Bindung ist typisch zwischen Nichtmetallen. Wie schon erwähnt, sind die Atome der meisten Nichtmetalle instabil. Chlor, ein Nichtmetall, formt zusammen mit Natrium, ein Metall, den Kochsalz (NaCl), der ein löslicher fester Körper ist, eine Ionenbindung. Chlor allein dennoch befindet sich in der Natur in der Form eines Gases. Dieses Gas besteht aus zwei Chloratomen (Cl2). In diesem Fall gibt es eine Bindung zwischen nur zwei Atome und nicht zwischen mehrere Atome, die ein Gitter bilden, wie in der Ionenbindung. Die kovalente Bindung von Chlor ist deshalb stabil, weil jedes Chloratom dem anderen ein Elektron „leiht“. Dadurch entsteht ein Elektronenpaar, das beiden Atomen gehört.

Diese Idee der Elektronenpaare ist zwar ungenau, hilft aber bei der Darstellung der Bindungen. Elemente, die zur Gruppe VIIA des Periodensystems gehören, „brauchen“ ein Elektron, um stabil zu werden, der Gruppe VIA zwei Elektronen, der Gruppe VA drei Elektronen. Elemente der Gruppe IA des Periodensystems müssen ein Elektron „geben“, um stabil zu sein, der Gruppe IIA zwei Elektronen, der Gruppe IIIA drei Elektronen. Wenn sich ein Metall der Gruppe IIA mit einem Nichtmetall der Gruppe VIIA verbindet, ist das Verhältnis eins zu zwei. Es gilt sozusagen eine Acht-Regel. Was bedeutet das?

Wieder gibt es eine Darstellung dafür, die zwar ungenau aber verständlicher ist. Die Elektronen in den Atomen sind in sogenannten Schalen eingeordnet. Die äußerste Schale kann acht Elektronen aufnehmen (Ausnahme: Wasserstoff und Helium, da sind 2 Elektronen möglich). Wenn ein Atom 7 Elektronen in seiner äußersten Schale hat, dann braucht es ein Elektron, um stabil zu werden. Wenn ein Atom 1 Elektron in seiner äußersten Schale hat, dann muss es ein Elektron abgeben. Diese Vorstellung funktioniert zwar bei der Ionenbindung einfacher, bei der kovalenten aber nicht so ganz (und bei der Metallbindung erst gar nicht). Sie ist aber auch bei der kovalenten Bindung hilfreich. Die Idee dieser Darstellung, ist durch zahlreichen Beobachtungen in der Natur und Experimente entstanden.

Nehmen wir Chlor als Beispiel. Chlor gehört dem VIIA Gruppe, hat also 7 Elektronen in der äußersten Schale[1]. Wenn Chlor sein Molekül (Cl2) bildet, kann man sich vorstellen, dass jedes Chloratom ein Elektron „ausleiht“. Das entstehende Elektronenpaar teilen beide Atome untereinander. Dadurch hat jedes Atom quasi 8 Elektronen in der äußersten Schale. Für die Darstellung allerdings werden andere Symbole benutzt: MolekCl.png. Der Strich zwischen den beiden Chloratome bedeutet in dieser Darstellung, dass sie ein Elektronenpaar teilen.

Nehmen wir jetzt Sauerstoff als Beispiel. Sauerstoff gehört dem VIA Gruppe, hat also 6 Elektronen an der äußersten Schale. Der Sauerstoffmolekül, den wir atmen, besteht aus zwei Sauerstoffatomen. Jedes Atom „leiht“ zwei seine Elektronen. Dadurch entstehen zwei Elektronenpaare, die von beiden Atomen „geteilt“ werden. Somit hat jedes Atom 8 Elektronen an der äußersten Schale und wird dadurch stabil: Dioxygen-2D.svg. Jeder Strich zwischen den Atomen steht für ein Elektronenpaar. Die Atome teilen daher zwei Elektronenpaare.

Ozon
Wassermolekül Symbolische Darstellungen
MolekWass2.png
Acqua Lewis.png
In der unteren Darstellung ist klar zu sehen:
Jedes Wasserstoffatom teilt sein Elektron
(hier rot dargestellt) mit dem Sauerstoffatom
(mit 6 Elektronen in der äußersten Schale, hier
schwarz dargestellt). So hat jedes Atom seine
äußerste Schale „voll“: Die Wasserstoffatome
haben 2 Elektronen und das Sauerstoffatom 8.

Sauerstoff allerdings gibt es auch in der Form von Ozon. Ozon besteht aus drei Sauerstoffatomen. Jedes Atom „leiht“ den anderen zwei jeweils ein Elektron. Dadurch entsteht ein dreieckiges Molekül.

Im Wassermolekül mit einem Sauerstoffatom und zwei Wasserstoffatome „leiht“ das Sauerstoffatom jedem Wasserstoffatom ein Elektron und jedes Wasserstoffatom sein einziges Elektron. Dadurch entstehen zwei Elektronenpaare und die äußersten Schalen von allen drei Atomen sind „ausgefüllt“. Hier muss erinnert werden, dass Wasserstoff (und Helium) ausnahmsweise zwei Elektronen an seiner äußersten (und einzige) Schale haben kann.


Metallbindung[Bearbeiten]

Metallbindung: Symbolische Darstellung

Eine Metallbindung entsteht, wenn einige Metallatome in Verbindung sind. Diese Art Bindung kann nicht mit dem Schalenmodell erklärt werden. In diesem Fall soll man sich vorstellen, dass mehrere Atome verbunden sind und mancher ihre äußeren Elektronen einer gemeinsamen „Elektronenwolke“ „ausleihen“, die dann allen Atomen gehört. Die Elektronen der „Wolke“ können sich quasi „frei“ bewegen (nicht aber ganz frei).

Den elektrischen Strom haben wir als Bewegung einer elektrischen Ladung definiert. In einem Metallkabel bewegen sich die sozusagen „freie“ Elektronen der „Elektronenwolke“. Allerdings wird diese Bewegung beispielsweise von den Kernen der Metallatome „verhindert“. Dadurch entsteht im Kabel elektrischer Widerstand. Das passt zur Definition des Widerstands: elektrischer Widerstand ist alles, was gegen die Bewegung der elektrischen Ladungen wirkt.

Es muss nochmal betont werden. Diese Beschreibungen der Atombindungen sind nur Modelle. Wie die Bindungen tatsächlich funktionieren, wird nach der heute geltenden Theorie beschrieben, nämlich der Quantenmechanik. Diese allerdings ist eine sehr abstrakte mathematische Theorie, die nicht vorstellbar ist. Man kann kein Atom „sehen“ und letztendlich auch nicht „vorstellen“, da in dieser Theorie von Wahrscheinlichkeitswellen gesprochen wird, was ein sehr abstrakter Konzept ist. Man braucht allerdings Bilder, um irgendwie eine Ahnung zu haben, wie das Ganze funktioniert. Nur in diesem Sinn kann man von „Elektronenpaaren“, „Ionenkristallen“ oder „Elektronenwolken“ sprechen.

  1. Der Name der Gruppe, zu dem ein Element gehört, zeigt, wie viele Elektronen dieses Element in seiner äußersten Schale hat. Die Elemente der Gruppe VIIA z. B. (Fluor, Chlor, Brom, Iod, Astat, Tenness) haben alle 7 Elektronen in der äußersten Schale.