Chemische Bindungsarten

Die Chemie unterscheidet zwischen zwei verschiedenen Bindungsarten:
I) Primärbindungen und II) Sekundärbindungen

I. Zu den Primärbindungen gehören
1. die Ionenbindung
2. die Molekülbindung, oder auch Atombindung, kovalente oder homöopolare Bindung genannt
3. die Metall- oder metallische Bindung
II. Zu den Sekundärbindungen gehören
4. die Wasserstoffbrückenbindung
5. die Dipol-Dipol-Bindung
6. die Van-der-Waals-Bindung

I.1. Die Ionenbindung

Die Ionenbindung entsteht durch Abgabe bzw. Aufnahme von Elektronen (Elektronentransfer, Elektronenübergang) aus den äußersten Elektronenschalen der Atome. In der Regel tritt sie als Bindung zwischen Metallen und Nichtmetallen auf.

Stofflich gesehen findet sich die Ionenbindung v.a. bei den sogenannten „Salzen". Dieser Verbindungstyp bestehen aus einem positiv geladenen Kation (Ladungsüberschuss der positiven Ladungen [Protonen] im Kern) und einem negativ geladenen Anion (Ladungsüberschuss der negativen Ladungen [Elektronen] in der äußersten Schale. 

Der Ladungsüberschuss/ ~mangel kann mehrfach auftreten und wird durch die entsprechende Anzahl von Ionen ausgeglichen: Ionenverbindungen sind neutral. Durch den Übergang (Abgabe/Aufnahme) von einem oder mehreren Valenzelektronen aus der/den äußersten Schale/n erreichen die so gebildeten Ionen in ihren Verbindungen energetisch stabilere Zustände [Born- Haber-Kreisprozess], die so genannten „Achterschalen". Diese entsprechen - in einem vereinfachten Ansatz - in ihrer Elektronenzahl dem vorangegangen bzw. nachfolgenden Edelgas, weswegen die so erreichte Elektronenverteilung als „Edelgaskonfiguration" bezeichnet wird. Die durch Elektronenabgabe/ -aufnahme entstandenen Ionen  „haften"  anein-ander, d.h. sie ziehen sich wegen ihrer unterschiedlichen Ladungen gegen-seitig an. Diese sehr  feste Anziehung führt zu einer  geordneten kristallinen Struktur im festen Zustand, zu hohen Schmelz- und Siedepunkten,  zur elektrischen Leitfähigkeit im geschmolzenen oder gelösten Zustand.

In Lösungen (s. Abb. 2) umgeben sich die Ionen deswegen mit einer Hülle aus polaren Wassermolekülen (Hydration oder Hydratation, Ergebnis: Hydrathülle).

  

 1.2. Die Molekülbindung - Atombindung - kovalente Bindung

Bei der Molekülbindung wird unterschieden in 1. Bindungen zwischen gleichartigen Atomen und 2. Bindungen zwischen ungleichartigen Atomen.

1. Unpolare Molekülbindung: Die unpolare Molekülbindung entsteht durch Bildung gemeinsamer Elektronenpaare zwischen den beteiligten Atomen des gleichen Elements. Durch die Bildung gemeinsamer Elektronenpaare (eines oder mehrere) wird die gegenseitige Abstoßung der positiv geladenen Atomkerne bzw. Atomrümpfe verhindert. Das gemeinsame Elektronenpaar „gehört" beiden Bindungspartnern und verteilt sich symmetrisch auf einer gedachten Achse zwischen den Atomkernen. Dadurch erfüllen die an der Bindung beteiligten Atome die „Oktettregel", d.h. beide Partner kommen in den „Genuss" einer voll gefüllten Achterschale. Energetisch erreichen beide Bindungspartner einen niedrigeren

Energiezustand als jeder Partner alleine mit einem ungepaarten Elektron.

 
2. Polare Atombindung: Sie entsteht dadurch, dass einer der beiden Bindungspartner mehr Anziehungskraft auf das gemeinsame Elektronenpaar ausüben kann als der andere. Dadurch kommt es zu einer Ladungsverschiebung oder Ungleichverteilung des gemeinsamen Elektronenpaares: es entsteht ein Dipol. Hervorgerufen wird dieser Effekt durch bestimmte Eigenschaften eines Bindungspartners, die in dem Begriff der „Elektronegativität" zusammengefasst werden. Die Elektronegativität gibt an, wie stark ein Partner einer Molekülbindung das gemeinsame Elektronenpaar zu sich verschieben kann. Das Ausmaß der Ladungsverschiebung wird dann durch die Elektronegativitätsdifferenz deutlich.

So entspricht eine EN-Differenz von ca. 1,7 einer 50%-igen Ionenbindung, eine Differenz von 1,2 einer 30%-igen Ionenbindung usw. Mit anderen Worten: bei jeder polare Atombindung kann ihre Polarität auch über einen bestimmten Ionenbindungsanteil verdeutlicht werden.

 
Folgende Tabelle 1 verdeutlicht eine praktikable Einteilung:
An der Bindung beteiligte Atome Elektronegativitätsdifferenz nach Pauling Formel Charakter der Bindung Ionenbindungsanteil
Br, Br 0 kovalent unpolar 0%
H, Cl 0,9 kovalent polar 20%
S, F 1,5 kovalent polar 45%
Na, F 3 Na+F- Ionenbindung 90%
 

I.3. Die Metall- oder metallische Bindung

Metalle bilden in der Regel ausgedehnte, dreidimensionale metallische Gitter. Das Elektronengasmodell erklärt die metallische Bindung zwischen den Atomen folgendermaßen: die Metallatome besetzen als Atomrümpfe die Plätze in einem Gitter. Atomrümpfe sind die Rest-Atome ohne ihre Valenzelektronen. Diese können sich wie ein Gas zwischen den Atomrümpfen bewegen. Die freie Beweglichkeit der Elektronen zwischen den Rümpfen führt zu einer erhöhten Elektronendichte zwischen den Atomen und damit zu einer Bindung der Atomrümpfe untereinander über die frei beweglichen Elektronen. Das sog. „Energiebändermodell" beschreibt die metallischen Bindung auf der Grundlage eines anderen Atommodells („Orbitalmodell").

 
II. Zu den Sekundärbindungen gehören
4. die Wasserstoffbrückenbindung
5. die Dipol-Dipol-Bindung
6. Die Van-der-Waals-Bindung

II.4. Die Wasserstoffbrückenbindung

Struktur:
Die Wasserstoffbrückenbindung ist eine besondere Art der Dipol-Dipol-Bindung: ein H-Atom wirkt als Brücke zwischen zwei stark elektronegativen Atomen, wobei es mit dem einen Atom durch eine polare kovalente Bindung und mit dem anderen durch elektrostatische Kräfte verbunden ist.

Entstehung:
Ist Wasserstoff an ein stark elektronegatives Atom gebunden, so wird die bindende Elektronenwolke  überwiegend in Richtung auf das

elektronegativere Atom verzerrt und somit der Wasserstoffkern partiell freigelegt. Die positive Ladung des nur schwach abgeschirmten Wasserstoffkerns wird durch die negative Ladung der/des freien nichtbindenden Elektronenpaars/~paares in einem anderen Molekül angezogen.

Stärke:
Diese Anziehung ist mit einer Stärke von ca. 20 kJ/mol viel geringer als die kovalente Bindung, die eine Bindungsenergie von ca. 200 bis 400 kJ/mol aufweist. Jedoch ist sie viel ausgeprägter als andere Dipol-Dipol-Anziehungen.

Darstellung:
WBB werden in Formeln i.a. als gestrichelte Linien wiedergegeben:

Auftreten:
WBB sind nur dann von Bedeutung, wenn beide an der Bindung beteiligten Atome zu der N O F -Gruppe gehören: nur Wasserstoff, der an diese drei Elemente gebunden ist, wird so stark in der kovalenten Bindung polarisiert, und nur diese drei Elemente sind elektronegativ genug, dass die notwendige Anziehung zustande kommt. Die außergewöhnliche Wirkung beruht auf der hohen negativen Ladung, die auf ihren kleinen Atomkern konzentriert ist.

Im Wasser ist die Wasserstoffbrückenbindung verantwortlich für Erscheinungen wie die Anomalie des Wassers, das Schwimmen von Eisbergen, die Bildung von Eiskristallen usw. Biologisch ist die WBB von höchster Bedeutung für das Leben, der Spannungsbogen reicht von der Struktur der Eiweiße über die der DNS bis zur Funktion von Enzymen.

II.5. Die Dipol-Dipol-Bindung (DDB)

Ähnlich wie bei der WBB ist eine starke Elektronegativitätsdifferenz in einem Molekül Voraussetzung für eine DDB: durch die permanente Verschiebung der Ladung entstehen Dipole, die sich gegenseitig elektrostatisch anziehen, ohne jedoch Ladung zu übertragen. Die DDB existiert nur in sog. „Nahbereichen", d.h. nur eine kleine Anzahl von Molekülen ist z.B. in einer Flüssigkeit so zu- und aneinander orientiert, dass man von einer „Nahordnung" sprechen kann. Die Wärmebewegung der Moleküle („Brownsche Bewegung") stört diese Nahordnung immer wieder, andererseits baut sie sich immer wieder neu auf. Moleküle gleicher Masse sieden beim Vorliegen einer DDB tiefer als Moleküle mit WBB. Wenn in einem polaren Molekül kein an ein NOF-Atom gebundenes Wasserstoffatom vorliegt, wirkt die DDB.

Auch das Wassermolekül besitzt diese Dipol-Struktur aufgrund der unterschiedlichen Elektronegativitäten der Bindungspartner Wasserstoff und Sauerstoff. Allein für die Bindung unter den Wassermolekülen ist die WBB verantwortlich.

II.6. Die Van-der-Waals-Bindung

Die schwächste aller Sekundärbindungskräfte ist die Van-der-Waals-Kraft. Ihr Zustandekommen wird dadurch erklärt, dass in an für sich unpolaren oder nur schwach polaren Molekülen zufällige Ladungs- verschiebungen stattfinden. Aus einem unpolaren Molekül wird für den Bruchteil einer Zeiteinheit ein schwach polares Molekül, das auf seine Nachbarmoleküle polarisierend wirkt: der induzierende Dipol induziert andere Moleküle zu Dipolen (induzierte Dipole). Da die Ungleichverteilung der Ladung nur geringfügig ist, und zudem zeitlich nur kurz dauert, kommt es immer wieder zu unterschiedlichen Ladungsverteilungen: ein induzierter Dipol kann im nächsten Moment neutral sein und dann wieder als

induzierender Dipol wirken. Vor allem die Größe der Oberfläche eines Moleküls wirkt sich günstig auf die VdWK aus: Je größer die Oberfläche, desto stärker die VdWK. Bei höher- und hochmolekularen KW kann die VdWK die WBB übersteigen, vielfach sind VdWK dafür verantwortlich, dass hochmolekulare Stoffe keinen definierten Schmelz- und Siedepunkt haben, sondern sich beim Erwärmen zersetzen.

Tabelle 2:
Kräfte zwischen Ionen und Molekülen
Typ der Wechselwirkung typische Energie [kJ/mol] wechselwirkende Teilchen
Ion-Ion 250 nur zwischen Ionen
Ion-Dipol 15 Ionen und polare Moleküle
Dipol-Dipol 2 zwischen ruhenden
polaren Molekülen
Van-der-Waals-Bindung
(London'sche Dispersionskräfe)
2 zwischen allen Arten unpolarer und schwach polarer Moleküle
Wasserstoffbrückenbindung 20 zwischen N-O-F-Verbindungen und einem ebenso gebundenen H-Atom

Tabelle 3:
Graphischer Überblick zu Primär- und Sekundärbindungen

Primärbindungen

kovalente Bindung oder Molekülbindung Ionenbindung Metallbindung
unpolar polar
                                                                    
VdWK DDB WBB
Sekundärbindungen
Alle Bindungsarten beruhen auf und benutzen verschiedene Modellvorstellungen. Diese unterscheiden sich in der Reichweite ihrer Erklärungsraums und in ihrer Komplexität. Verschiedene Autoren teilen zudem die Sekundärbindungskräfte anders ein und unterscheiden nur zwischen DDB- und VdW-Bindungen. Eine spezielle Art der DDB ist dann die WBB, eine spezielle Art der VdWK ist dann die VdWB unter unpolaren Molekülen (sog. Dispersionskräfte).
Literaturangaben:

M. Tausch, M. v. Wachtendonk: Chemie I; C.C. Buchner, Bamberg

F. Seel: Atombau und chemische Bindung, F. Enke-Verlag, Stuttgart

P. W. Atkins, J. A. Beran: Chemie - einfach alles; VCH, Weinheim

R. E. Dickerson, H. B. Gray, G. P. Haight: Prinzipien der Chemie; Walter de Gruyter, Berlin

G. Graeb: Reaktionen und Mechanismen - Organische Chemie 1 in der Kollegstufe, DBV, München

W. J .Moore, D.O. Hummel: Physikalische Chemie; de Gruyter, Berlin


update am 10.05.2014                                                                                                                                                                       zurück       zur Hauptseite