Chemische Bindung

Aus AnthroWiki
(Weitergeleitet von Edelgaskonfiguration)
Wechseln zu: Navigation, Suche

Die chemische Bindung verbindet Atome oder Ionen zu Molekülen bzw. chemischen Verbindungen, die energetisch stabiler sind als die getrennten Bestandteile. Sie beruht auf der Wechselwirkung der Elektronen aus der äußersten Elektronenschale der an der Bindung beteiligten Atome.

Grundlagen

Atome bestehen nach heutiger naturwissenschaftlicher Sicht aus einem elektrisch positiv geladenen Atomkern und einer Hülle aus negativ geladenen Elektronen. Als Teilchen mit halbzahligen Spin sind sie nach den Gesetzen der Quantentheorie sogenannte Fermionen, die dem Pauli-Prinzip unterliegen, nach dem die Elektronen der Hülle nicht in allen Quantenzahlen übereinstimmen dürfen. Sie können sich daher nicht im untersten, energieärmsten Niveau zusammendrängen, sondern müssen sich auch auf höhere, ausgedehntere und energiereichere Elektronenschalen bzw. Atomorbitale verteilen. Sie bedingen dadurch die relativ große räumliche Ausdehnung der Elektronenhülle, die den Atomkern um das 10.000- bis 150.000-fache übertrifft. Die Elektronen der äußersten Schale, der sogenannten Valenzschale, bestimmen die chemische Eigenschaften eines Atoms und seine Stellung im Periodensystem der chemischen Elemente.

Edelgaskonfiguration

Bindungslängen und Bindungswinkel des Wassermoleküls (H2O)

Die Valenzschale erreicht ihren energetisch stabilsten Zustand, wenn sie mit der maximal möglichen Zahl von Elektronen vollständig aufgefüllt ist. Das ist aber nur bei den Edelgasen der Fall, die entsprechend reaktionsträge sind, da sie ihren stabilsten Zustand bereits erreicht haben. Atome mit unvollständig aufgefüllter Valenzschale können sich dadurch stabilisieren, dass sie solange von ihren Bindungspartnern Elektronen aufnehmen oder an diese abgeben, bis sie eine vollkommen abgeschlossene Außenschale erreicht haben. Die so aneinander gebunden Atome erreichen damit gemeinsam ihren stabilsten, energieärmsten Zustand.

Edelgasregel

Nach der von Gilbert Newton Lewis und Walther Kossel 1916 formulierten Edelgasregel sind chemische Verbindungen besonders stabil, wenn die daran beteiligten Atome die im Periodensystem nächstgelegene Edelgaskonfiguration ausbilden können. Mit Ausnahme des Heliums haben die Edelgase 8 Außenelektronen. Nach der darauf basierenden Oktettregel sind Verbindungen besonders stabil, wenn die gebundenen Atome dadurch über 8 Elektronen (ein Elektronenoktett) verfügen und dadurch der Edelgaskonfiguration entsprechen. Dabei ist das s-Orbital mit 2 und die 3 d-Orbitale mit 6 Elektronen voll besetzt.

18-Elektronen-Regel

Gemäß der 18-Elektronen-Regel sind Komplexverbindungen der Übergangsmetalle meist besonders stabil, wenn sie über insgesamt 18 Valenzelektronen vefügen, da hier zusätzlich zur Oktettregel auch die 5 d-Orbitale mit insgesamt 10 Elektronen besetzt werden müssen, um eine abgeschlossene Valenzschale zu bilden.[1][2]

Wichtige Kennwerte von Bindungen

Um eine chemische Bindung wieder zu spalten, muss eine entsprechende Bindungsenergie aufgewendet werden, die man meist in Joule pro Mol angibt. Die Bindungslänge ergibt sich aus dem von Atomkern zu Atomkern gemessene Abstand der aneinander gebundenen Atome[3]. Bei kristallinen Feststoffen kann sie experimentell durch Kristallstrukturanalyse ermittel werden und liegt bei kovalenten Bindungen je nach den beteiligten Atomsorten typischerweise zwischen etwa 75 und 250 pm (1 pm = 10−12 m); Wasserstoffbrückenbindungen haben je nach Polarisierungsgrad Abstände zwischen 120 pm und 300 pm auf. Auf diesem Weg lassen sich auch die Bindungswinkel zwischen den einzelnen Bindungen eines Moleküls ermitteln. Bindungslängen und Bindungswinkel bestimmen die Molekülgeometrie, die sich durch entsprechende Strukturformeln veranschaulichen lässt.

Elektronegativität

Eine relatives Maß für die Fähigkeit von Atomen, Elektronen zur Auffüllung ihrer Valenzschale an sich zu ziehen, bietet das 1932 von Linus Pauling (1901-1994) eingeführte Konzept der Elektronegativität (kurz: EN; Formelzeichen LaTeX: \chi). Atome mit nahezu vollständig gesättigter Valenzschale, wie etwa die Halogene, nehmen sehr leicht Elektronen auf und haben eine entsprechend hohe Elektronegativität. Atome mit nur wenigen Außenelektronen, wie etwa die Alkalimetalle, geben diese leicht an ihre Bindungspartner ab und haben daher eine geringe Elektronegativität.

Bindungsarten

Auf rein physischer Ebene entsprechen die drei Grundtypen der chemischen Bindung den Tria Principia des Paracelsus[4]:

Ionische Bindung

Ausschnitt aus der kubischen Kristallstruktur des Natriumchlorids.

Die ionische Bindung (auch: Ionenbindung) entsteht zwischen chemischen Elementen, deren Atome sich stark in ihrer Elektronegativität unterscheiden. Das Atom mit der geringeren Elektronegativität gibt sehr leicht seine Außenelektronen an das elektronegativere Atom ab und wird wegen der nun überwiegenden Kernladung zu einem ein- oder mehrfach positiv geladenen Kation. Im Gegenzug erhält das elektronegativere Atom eine negative Überschussladung und wird dadurch in gleichem Maß zu einem negativ geladenen Anion. Die gegensätzlich geladenen Ionen werden durch die elektrostatische Anziehung fest aneinander gebunden und fügen sich in ein regelmäßig geordnetes Kristallgitter ein. Dadurch entstehen salzartige, meist schwer schmelzbarer Ionenkristalle, die die Grundlage der Mineralwelt bilden.

Ein typisches Beispiel eines Ionenkristalls ist das aus Natrium und Chlor gebildete Natriumchlorid (NaCl), das als Kochsalz wohlbekannt ist. Jedes Na+-Ion (grau) ist von 6 oktaedrisch angeordneten Cl--Ionen (grün) umgeben, von denen jedes wiederum von 6 Na+-Ionen umgeben ist. Die Anzahl der nächsten Nachbarn im Kristallgitter, die hier für beiden Ionensorten 6 beträgt, wird als Koordinationszahl (KZ) bezeichnet. Das Koordinationspolyeder ist jeweils ein Oktaeder (siehe Zeichnung).

Kovalente Bindung

Dipolmoment eines H2O-Moleküls.
rot: negative Teilladung
blau: positive Teilladung
grün: gerichteter Dipol
Hauptartikel: Kovalente Bindung

Die kovalente Bindung (veraltet auch Atombindung, Elektronenpaarbindung oder homöopolare Bindung), wie sie vor allem für organische Verbindungen typisch ist, entsteht zwischen Atomen mit gleicher oder vergleichbarer Elektronegativität. Eine Ionenbindung kann in diesem Fall nicht entstehen.

polare Atombindung

Hauptartikel: Polare Atombindung

Bei mäßig unterschiedlichen Elektronegativitäten entsteht eine polare Atombindung, bei der die beteiligten Atome unterschiedliche Partialladungen (Teilladungen) tragen, die mit δ+ bzw. δ- oberhalb des Elementsymbols gekennzeichnet werden. Durch die räumliche Ladungstrennung entsteht ein elektrisches Dipolmoment LaTeX: \vec p, das ein Maß für die Polarität des Moleküls ist. Ein typisches polares Molekül ist das Wassermolekül.

Molekülorbitale

Bei der kovalenten Bindung teilen die beteiligten Atome ein bindendes Elektronenpaar (bei Mehrfachbindungen mehrere) und bilden durch Überlagerung der an der Bindung beteiligten zwei Atomorbitale ein gemeinsames bindendes und ein antibindendes Molekülorbital (MO) aus, wobei aber nur das energetisch tiefer liegende bindende Molekülorbital von den beiden bindenden Elektronen besetzt wird. Die Atome werden dadurch zu einem Molekül verbunden.

So verwandelt sich beispielsweise der hochreaktive atomare Wasserstoff (H), der z.B. durch die Reaktion unedeler Metalle mit Säuren entsteht, praktisch augenblicklich in das wesentlich stabilere Wasserstoffmolekül (H2) um. Auch Stickstoff (N) und Sauerstoff (O) kommen in der Luft niemals in atomarer, sondern stets nur in molekularer Form vor, d.h. als N2 bzw. O2. Schon Amedeo Avogadro (1776-1856) unterschied zwischen Atomen (molécules élémentaires) und Molekülen (molécules intégrantes) und vermutete, dass die chemischen Elemente in der Gasphase nicht als einzelne Atome, sondern als zweiatomige Moleküle vorliegen. Seine Ansichten gerieten aber für längere Zeit in Vergessenheit. Erst seinem Schüler Stanislao Cannizzaro (1826-1910) gelang der Nachweis, dass Wasserstoff im Gaszustand als H2-Molekül vorliegt. Die MO-Theorie macht auch deutlich, warum Helium nicht als zweiatomiges Molekül existieren kann, da in diesem Fall auch die antibindenden Molekülorbitale voll besetzt wären (siehe Zeichnung rechts):

Eine gute anschauliche Abschätzung der Molekülgeometrie erlaubt das von Ronald Gillespie und Ronald Nyholm entwickelte VSEPR-Modell (von eng. Valence Shell Electron Pair Repulsion), das die abstoßenden Kräfte der bindenden und freien Elektronenpaare in der Valenzschale berücksichtigt.

Quantenmechanisch lassen sich Atombindungen näherungsweise durch die 1927 von Walter Heitler und Fritz London entwickelte Valenzstrukturtheorie (VB-Theorie) oder durch die wenig später von Friedrich Hund und Robert S. Mulliken aufgestellte Molekülorbitaltheorie (MO-Theorie) berechnen. Als Basis für die LaTeX: n Molekülorbitale LaTeX: \phi_i dienen in der MO-Theorie die LaTeX: n Atomorbitale LaTeX: \chi_r der isolierten Atome, die nach der LCAO-Methode (eng. linear combination of atomic orbitals) kombiniert werden. Dabei geht man davon aus, dass die Anzahl der Molekülorbitale gleich der Anzahl der Atomorbitale ist. Die Koeffizienten LaTeX: c_{ri} für die Linearkombination werden durch Minimierung der Gesamtenergie nach der Hartree-Fock-Methode ermittelt.

LaTeX: \ \phi_i = \sum_{r} c_{ri} \chi_r
Die 4 bindenden sp3-Hybridorbitale von Methan (CH4), durch die 4 Wasserstoffatome kovalent an das zentrale Kohlenstoffatom gebunden sind.

Hybridorbitale

Um die geometrischen Verhältnisse bei Atombindungen wirklichkeitsgetreuer zu beschreiben, führte Linus Pauling um 1931 das Konzept der Hybridorbitale ein. Er nützte dabei die Tatsache aus, dass alle Linearkombinationen der Wellenfunktionen, die sich als Lösungen der Schrödingergleichung ergeben, gültige Lösungen derselben sind.[5]

Ein Beispiel möge dies verdeutlichen: Ein Kohlenstoffatom (C) verbindet sich mit vier Wasserstoffatomen (H) zu dem Kohlenwasserstoff Methan (CH4). Wasserstoff verfügt nur über ein einziges Elektron, das sich im Grundzustand im 1s-Orbital aufhält. Kohlenstoff hat insgesamt 6 Elektronen, von denen sich zwei in der inneren 1s-Schale befinden, die an der Bindung unbeteiligt ist. Die restlichen 4 Elektronen befinden sich in der 2. Schale und verteilen sich auf das kugelsymmetrische 2s-Orbital und die drei hantelförmigen 2p-Orbitale, d.h. auf 2px, 2py und 2pz, die rechtwinkelig zueinander stehen. Da die kovalente Bindung der 4 Wasserstoffatome an den Kohlenstoff durch Überlagerung der äußeren Atomorbitale erfolgt, müssten theoretisch unterschiedliche Bindungen entstehen je nach dem, ob sich das 1s-Orbital des Wasserstoffs mit dem 2s-Orbital oder einem der drei 2p-Orbitale des Kohlenstoffs überlagert. Empirisch zeigt sich allerdings, dass alle 4 Bindungen völlig gleichwertig und nach den Ecken eines Tetraeders ausgerichtet sind. Das Problem lässt sich lösen, wenn man das 2s-Orbital und die drei 2p-Orbitale durch Linearkombination zu vier gleichwertigen sp3-Hybridorbitalen umwandelt, die tetraedrisch ausgerichtet und mit je einem Elektron besetzt sind.

Mehrfachbindungen

Abhängig von der Elektronenkonfiguration der beteiligten Atome können nicht nur Einfachbindungen, sondern auch Mehrfachbindungen entstehen, an denen weitere bindende Elektronenpaare beteiligt sind, die in der Strukturformel durch mehrfache Valenzstriche symbolisiert werden. So enthält etwa das Sauerstoffmolekül O2 eine Doppelbindung (O=O), das ebenfalls zweiatomige Stickstoffmolekül (N2) hingegen eine Dreifachbindung (N≡N).

Auch bei Mehrfachbindungen bilden sich durch Überlagerung der Atomorbitale bindende und antibindende Molekülorbitale. Je nach Besetzung der bindenden und antibindenden Molekülorbitale kann die effektive Bindungsordnung von der theoretischen abweichen, z.B. bei Verbindungen mit delokalisierten π- oder δ-Bindungen. Die tatsächliche Bindungsordnung (BO) errechnet sich aus der Anzahl der bindenden LaTeX: e_{bindend} und antibindenden LaTeX: e_{antibindend} Valenzelektronen, geteilt durch zwei (da die Bindung durch Elektronenpaare zustande kommt):

LaTeX: \mathrm{BO} = \frac{e_{bindend} - e_{antibindend}}{2}

Dadurch kann auch eine gebrochene Bindungsordnung zustande kommen, z.B. eine halbe Bindung (0,5) im Diwasserstoffkation (H2+) mit nur einem Elektron, oder eine Zweieinhalbfachbindung im Stickstoffmonoxid (N=O) mit 5 Elektronen. Die Bindungsordnung 0 bedeutet, dass keine stabile Bindung entstehen kann. So gibt es z.B. kein stabiles He2-Molekül, da mit den insgesamt 4 Elektronen sowohl das bindende als auch das antibindende Orbital mit je 2 Elektronen voll besetzt ist.

Polare Atombindung

Unterscheiden sich die Elektronegativitäten der Bindungspartner voneinander, entsteht eine polare Atombindung, bei der sich die miteinander verbunden Atome zwar nicht zu Ionen verwandeln, aber doch positive und negative Partialladungen tragen.

Koordinative Bindung

Die koordinative Bindung (auch Donator-Akzeptor-Bindung oder veraltet dative Bindung) ist eine besondere Form der Elektronenpaarbindung, bei der das bindende Elektronenpaar allein von einem der beiden Bindungspartner (dem Donator) bereitgestellt wird. Sie bildet die Grundlage der Komplexchemie. Die koordinativ an das Zentralatom gebundenen Atome, Ionen oder Moleküle werden als Liganden (von lat. ligare „binden“) bezeichnet. Als Zentralatome kommen vor allem Metalle infrage, die über freie d-Orbitale verfügen, wie etwa Cu2+, Mg2+, Fe2+, Fe3+, Fe0, Cr0, Ni2+ und Ni0.

So sind etwa die vier Ammoniak-Moleküle (NH3) in dem tiefblauen Tetraamminkupfer(II)-sulfat [Cu(NH3)4]SO4 koordinativ über das einsame Elektronenpaar des Stickstoffs an das zentrale Kupferatom gebunden, das in diesem Fall die Koordinationszahl 4 hat.

Tetraamminkupfer Kation.svgSulfat-Ion2.svg
Ein Metallgitter aus positiv geladenen Atomrümpfen, die von frei beweglichen Elektronen umgeben sind.

Auf ähnliche Weise ist auch das Kristallwasser in dem blauen Kupfersulfat-Pentahydrat Cu[SO4]·5H2O und ähnlichen Salzen koordinativ gebunden. Treibt man das Kristallwasser durch Erhitzen aus, bleibt das kristallwasserfrei farblos weißliche Kupfersulfat CuSO4 zurück.

Metallische Bindung

Metalle haben nur relativ wenige Außenelektronen und geben diese auch ohne Reaktionspartner leicht ab. Dadurch entstehen leicht bewegliche freie Elektronen, die den Metallen ihre hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit verleiht. Die Metallionen sind dabei in einem regelmäßigen Metallgitter angeordnet.

Siehe auch

Literatur

  • Ronald J. Gillespie: Molecular geometry, New York, Van Nostrand Reinhold, 1972.
    • deutsch: Molekülgeometrie. Elektronenpaar-Abstoßung und molekulare Struktur. Übersetzt von Joseph Grobe. Verlag Chemie, Weinheim 1975; ISBN 3-527-25610-5.
  • Viktor Gutmann, Edwin Hengge: Allgemeine und anorganische Chemie, 5. Auflage, Verlag Chemie, Weinheim 1990, ISBN 978-3527281596
  • A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1
  • K. P. C. Vollhardt, Neil E. Schore, Holger Butenschön (Hrsg.): Organische Chemie, 5. Auflage, Wiley-VCH 2011, ISBN 978-3527327546
  • Paula Y. Bruice: Organische Chemie: Studieren kompakt, 5. Auflage, Pearson Studium 2011, ISBN 978-3868941029, eBook ASIN B00QV6QM0O
  •  Björn O. Roos, Antonio C. Borin, Laura Gagliardi: Reaching the Maximum Multiplicity of the Covalent Chemical Bond. In: Angewandte Chemie International Edition. 46, 2007, S. 1469–1472, doi:10.1002/anie.200603600 (pdf).

Einzelnachweise

  1. A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1780–1822.
  2. C. A. Tolman: The 16 and 18 electron rule in organometallic chemistry and homogeneous catalysis, Chem. Soc. Rev. 1 (3): 337, 1972; doi:10.1039/CS9720100337
  3. International Union of Pure and Applied Chemistry: IUPAC Gold Book - bond length. Abgerufen am 16. August 2019. (en)
  4. Gutmann/Hengge, S. 3
  5. Linus Pauling: The nature of the chemical bond. Application of results obtained from the quantum mechanics and from a theory of paramagnetic susceptibility to the structure of molecules. J. Am. Chem. Soc. 1931, 53 1367–1400 doi:10.1021/ja01355a027 online