Chemische Bindungsarten

Die Chemie unterscheidet zwischen zwei verschiedenen Bindungsarten:
I) Prim�rbindungen und II) Sekund�rbindungen

I.1. Die Ionenbindung

I. Zu den Prim�rbindungen geh�ren
1.	die Ionenbindung
2.	die Molek�lbindung, oder auch Atombindung, kovalente oder hom�opolare Bindung genannt
3.	die Metall- oder metallische Bindung
II. Zu den Sekund�rbindungen geh�ren
4.	die Wasserstoffbr�ckenbindung
5.	die Dipol-Dipol-Bindung
6.	die Van-der-Waals-Bindung

Die Ionenbindung entsteht durch Abgabe bzw. Aufnahme von Elektronen (Elektronentransfer, Elektronen�bergang) aus den �u�ersten 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 (Ladungs�berschuss der positiven Ladungen [Protonen] im Kern) und einem negativ geladenen Anion (Ladungs�berschuss der negativen Ladungen [Elektronen] in der �u�ersten Schale.

Der Ladungs�berschuss/ ~mangel kann mehrfach auftreten und wird durch die entsprechende Anzahl von Ionen ausgeglichen: Ionenverbindungen sind neutral. Durch den �bergang (Abgabe/Aufnahme) von einem oder mehreren Valenzelektronen aus der/den �u�ersten Schale/n erreichen die so gebildeten Ionen in ihren Verbindungen energetisch stabilere Zust�nde [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 f�hrt zu einer geordneten kristallinen Struktur im festen Zustand, zu hohen Schmelz- und Siedepunkten, zur elektrischen Leitf�higkeit im geschmolzenen oder gel�sten Zustand.

In L�sungen (s. Abb. 2) umgeben sich die Ionen deswegen mit einer H�lle aus polaren Wassermolek�len (Hydration oder Hydratation, Ergebnis: Hydrath�lle).

1.2. Die Molek�lbindung - Atombindung - kovalente Bindung

Bei der Molek�lbindung wird unterschieden in 1. Bindungen zwischen gleichartigen Atomen und 2. Bindungen zwischen ungleichartigen Atomen.

1. Unpolare Molek�lbindung: Die unpolare Molek�lbindung entsteht durch Bildung gemeinsamer Elektronenpaare zwischen den beteiligten Atomen des gleichen Elements. Durch die Bildung gemeinsamer Elektronenpaare (eines oder mehrere) wird die gegenseitige Absto�ung der positiv geladenen Atomkerne bzw. Atomr�mpfe verhindert. Das gemeinsame Elektronenpaar �geh�rt" beiden Bindungspartnern und verteilt sich symmetrisch auf einer gedachten Achse zwischen den Atomkernen. Dadurch erf�llen die an der Bindung beteiligten Atome die �Oktettregel", d.h. beide Partner kommen in den �Genuss" einer voll gef�llten 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 aus�ben 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 �Elektronegativit�t" zusammengefasst werden. Die Elektronegativit�t gibt an, wie stark ein Partner einer Molek�lbindung das gemeinsame Elektronenpaar zu sich verschieben kann. Das Ausma� der Ladungsverschiebung wird dann durch die Elektronegativit�tsdifferenz 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 Polarit�t auch �ber einen bestimmten Ionenbindungsanteil verdeutlicht werden.

Folgende Tabelle 1 verdeutlicht eine praktikable Einteilung:

An der Bindung beteiligte Atome	Elektronegativit�ts-differenz 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 erkl�rt die metallische Bindung zwischen den Atomen folgenderma�en: die Metallatome besetzen als Atomr�mpfe die Pl�tze in einem Gitter. Atomr�mpfe sind die Rest-Atome ohne ihre Valenzelektronen. Diese k�nnen sich wie ein Gas zwischen den Atomr�mpfen bewegen. Die freie Beweglichkeit der Elektronen zwischen den R�mpfen f�hrt zu einer erh�hten Elektronendichte zwischen den Atomen und damit zu einer Bindung der Atomr�mpfe untereinander �ber die frei beweglichen Elektronen. Das sog. �Energieb�ndermodell" beschreibt die metallischen Bindung auf der Grundlage eines anderen Atommodells (�Orbitalmodell").

II. Zu den Sekund�rbindungen geh�ren
4.	die Wasserstoffbr�ckenbindung
5.	die Dipol-Dipol-Bindung
6.	Die Van-der-Waals-Bindung

II.4. Die Wasserstoffbr�ckenbindung
Struktur:
Die Wasserstoffbr�ckenbindung ist eine besondere Art der Dipol-Dipol-Bindung: ein H-Atom wirkt als Br�cke zwischen zwei stark elektronegativen Atomen, wobei es mit dem einen Atom durch eine polare kovalente Bindung und mit dem anderen durch elektrostatische Kr�fte verbunden ist.
Entstehung:
Ist Wasserstoff an ein stark elektronegatives Atom gebunden, so wird die bindende Elektronenwolke �berwiegend 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 Molek�l angezogen.

St�rke:
Diese Anziehung ist mit einer St�rkevon ca. 20 kJ/mol viel geringer als diekovalente Bindung, die eine Bindungsenergie von ca. 200 bis 400 kJ/mol aufweist. Jedoch ist sie viel ausgepr�gter 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 geh�ren: 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 au�ergew�hnliche Wirkung beruht auf der hohen negativen Ladung, die auf ihren kleinen Atomkern konzentriert ist. Im Wasser ist die Wasserstoffbr�ckenbindung verantwortlich f�r Erscheinungen wie die Anomalie des Wassers, das Schwimmen von Eisbergen, die Bildung von Eiskristallen usw. Biologisch ist die WBB von h�chster Bedeutung f�r das Leben, der Spannungsbogen reicht von der Struktur der Eiwei�e �ber die der DNS bis zur Funktion von Enzymen.

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

�hnlich wie bei der WBB ist eine starke Elektronegativit�tsdifferenz in einem Molek�l Voraussetzung f�r eine DDB: durch die permanente Verschiebung der Ladung entstehen Dipole, die sich gegenseitig elektrostatisch anziehen, ohne jedoch Ladung zu �bertragen. Die DDB existiert nur in sog. �Nahbereichen", d.h. nur eine kleine Anzahl von Molek�len ist z.B. in einer Fl�ssigkeit so zu- und aneinander orientiert, dass man von einer �Nahordnung" sprechen kann. Die W�rmebewegung der Molek�le (�Brownsche Bewegung") st�rt diese Nahordnung immer wieder, andererseits baut sie sich immer wieder neu auf. Molek�le gleicher Masse sieden beim Vorliegen einer DDB tiefer als Molek�le mit WBB. Wenn in einem polaren Molek�l kein an ein NOF-Atom gebundenes Wasserstoffatom vorliegt, wirkt die DDB.

Auch das Wassermolek�l besitzt diese Dipol-Struktur aufgrund der unterschiedlichen Elektronegativit�ten der Bindungspartner Wasserstoff und Sauerstoff. Allein f�r die Bindung unter den Wassermolek�len ist die WBB verantwortlich.

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

Die schw�chste aller Sekund�rbindungskr�fte ist die Van-der-Waals-Kraft. Ihr Zustandekommen wird dadurch erkl�rt, dass in an f�r sich unpolaren oder nur schwach polaren Molek�len zuf�llige Ladungs- verschiebungen stattfinden. Aus einem unpolaren Molek�l wird f�r den Bruchteil einer Zeiteinheit ein schwach polares Molek�l, das auf seine Nachbarmolek�le polarisierend wirkt: der induzierende Dipol induziert andere Molek�le zu Dipolen (induzierte Dipole). Da die Ungleichverteilung der Ladung nur geringf�gig ist, und zudem zeitlich nur kurz dauert, kommt es immer wieder zu unterschiedlichen Ladungsverteilungen: ein induzierter Dipol kann im n�chsten Moment neutral sein und dann wieder als

induzierender Dipol wirken. Vor allem die Gr��e der Oberfl�che eines Molek�ls wirkt sich g�nstig auf die VdWK aus: Je gr��er die Oberfl�che, desto st�rker die VdWK. Bei h�her- und hochmolekularen KW kann die VdWK die WBB �bersteigen, vielfach sind VdWK daf�r verantwortlich, dass hochmolekulare Stoffe keinen definierten Schmelz- und Siedepunkt haben, sondern sich beim Erw�rmen zersetzen.

Tabelle 2: Kr�fte zwischen Ionen und Molek�len

Typ der Wechsel- wirkung	typische Energie [kJ/mol]	wechselwirkende Teilchen
Ion-Ion	250	nur zwischen Ionen
Ion-Dipol	15	Ionen und polare Molek�le
Dipol-Dipol	2	zwischen ruhenden polaren Molek�len
Van-der-Waals-Bindung (London'sche Dispersionskr�fe)	2	zwischen allen Arten unpolarer und schwach polarer Molek�le
Wasserstoffbr�ckenbindung	20	zwischen N-O-F-Verbindungen und einem ebenso gebundenen H-Atom

Tabelle 3: Graphischer �berblick zu Prim�r- und Sekund�rbindungen

Prim�rbindungen
kovalente Bindung oder Molek�lbindung		Ionenbindung	Metallbindung
unpolar	polar

VdWK	DDB	WBB
Sekund�rbindungen

Alle Bindungsarten beruhen auf und benutzen verschiedene Modellvorstellungen. Diese unterscheiden sich in der Reichweite ihrer Erkl�rungsraums und in ihrer Komplexit�t. Verschiedene Autoren teilen zudem die Sekund�rbindungskr�fte 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 Molek�len (sog. Dispersionskr�fte).

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, M�nchen

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

update am 02.02.2021 zur�ck zur Hauptseite