Kapitel 5 : Bindungen

Kupfersulfat-Kristall

Bild 1 : In diesen beiden jeweils knapp 1 cm großen Kristallen von Kupfersulfat–Pentahydrat (CuSO4 • 5 H2O) sind 4 Arten von Bindungen vorhanden.

Einzelne Atome, die ohne jede Wechselwirkung zu anderen Atomen existieren, kennen wir aus unserer Alltagswelt überhaupt nicht. Es gibt solche im freien Weltraum, zwischen den Sternen und zwischen den Galaxien, sogar in sehr großer Zahl. Auf der Erde findet man sie in künstlich erzeugtem Hochvakuum. Außerdem besteht das ideale Gas vollständig aus solchen Atomen. Aber das ist ein Modell, und es unterscheidet sich von der Realität gerade durch das Weglassen der tatsächlich vorhandenen Wechselwirkungen.

In allen Festkörpern und Flüssigkeiten sind alle Atome von Nachbarn umgeben, die sich direkt neben ihnen befinden. In Flüssigkeiten (und in sehr begreztem Maß auch in Feststoffen) wechseln diese Nachbarn im Lauf kurzer Zeitspannen, immer aber hat jedes Atom (und ebenso jedes Ion und jedes Molekül) Nachbarn direkt neben sich.

An dieser Stelle taucht plötzlich eine Frage auf. Warum ? Warum bleiben die kleinsten Teilchen überhaupt zusammen ? Was hält sie davon ab, einfach auseinander zu fliegen ?

Die grundsätzliche Antwort ist einfach.

Zwischen den kleinsten Teilchen im Feststoff wirken elektrostatische Kräfte.

Fußnote 1 : Faust stellt in Goethes gleichnamiger Tragödie die Frage, was „die Welt im Innersten zusammenhält” (Hervorhebung durch mich). Die Naturwissenschaft beantwortet diese Frage derzeit (im Jahr 2022), indem sie 4 grundlegende Kräfte nennt. Es sind die starke Wechselwirkung, die schwache Wechselwirkung (beide wirken nur im Bereich der Atomkerne), die Gravitationskraft, und eben die elektromagnetische Kraft. Nur um diese letzte geht es auf meinen Seiten. Mehr über die anderen 3 erfahren Sie zum Beispiel in Lit. L–14, S. 1012 ff.

Geht man ins Detail, muss die Antwort ausführlicher ausfallen. Die kleinsten Teilchen in Feststoffen und Flüssigkeiten sind von unterschiedlicher Art, und zwischen ihnen wirken unterschiedliche Kräfte. Alle diese Kräfte fasst man unter dem Namen „Bindungskräfte” zusammen. Der Zusammenhalt (→ Fußnote 1), den sie bewirken, nennt man eine Bindung. Das Bild, dass sich aus dem Zusammenspiel von Teilchen und Bindungskräften ergibt, ist komplex. Es wird in diesem Kapitel schrittweise, ausführlich und genau gezeichnet.

Fußnote 1 : Faust stellt in Goethes gleichnamiger Tragödie die Frage, was „die Welt im Innersten zusammenhält” (Hervorhebung durch mich). Die Naturwissenschaft beantwortet diese Frage derzeit (im Jahr 2022), indem sie 4 grundlegende Kräfte nennt. Es sind die starke Wechselwirkung, die schwache Wechselwirkung (beide wirken nur im Bereich der Atomkerne), die Gravitationskraft, und eben die elektromagnetische Kraft. Nur um diese letzte geht es auf meinen Seiten. Mehr über die anderen 3 erfahren Sie zum Beispiel in Lit. L–14, S. 1012 ff.

Inhalt des Kapitels.  – In den folgenden Abschnitten erfahren Sie mehr zu den einzelnen Konzepten.

Vorbemerkung

starke Bindungen

schwache Bindungen

mehr über Bindungen

5.1. Modellbildung und ein Sack voller Beispiele

Um den Überblick über die riesige Vielfalt der Stoffe und ihrer Bindungen zu behalten, werde ich einzelne Stoffe und die Bindungen in ihnen betrachten. Ich werde typische Vertreter der Bindungsarten auswählen, bei denen die Mitspieler (Teilchen und Kräfte) ihre Rolle besonders deutlich spielen. Bei den Betrachtungen der einzelnen Stoffe werde ich Dinge weglassen, die für die Bindung in diesem Stoff unwesentlich sind, die aber wohl bei anderen Stoffen wichtig sein können, und ich werde Vereinfachungen vornehmen, um die Bindungen besser verstehen zu können. Das ist keine Schlampigkeit. Es ist die Benutzung von Modellen, die der jeweiligen Situation angepasst sind. Natürlich muss man sich der Modellbildung bewusst sein, schließlich kann das eben Weggelassene in anderen Situationen plötzlich wichtig werden.

Im Unterschied zu Kapitel 3.6. (Modelle von Bindungen), in dem die gedankliche und historische Entwicklung von Bindungsmodellen im Vordergrund stand, lege ich hier den Schwerpunkt auf eine sachgerechte Anwendung einzelner Modelle von Bindungen.

5.2. Magnesiumoxid und die Ionenbindung

Beschreibung

Im Magnesiumoxid (MgO) liegen Mg2+–Ionen (Magnesiumionen) und O2––Ionen (Sauerstoffionen) vor. Zwischen den positiv geladenen Magnesiumionen und den negativ geladenen Sauerstoffionen wirken elektrostatische Anziehungskräfte (man nennt sie auch Coulomb–Kräfte). Das Phänomen, dass entgegengesetzt geladene Ionen durch elektrische Kräfte zusammengehalten werden, heißt Ionenbindung. Bild 2 zeigt zwei Ionen unterschiedlicher Ladung. In Bild 3 haben mehrere solcher Ionen einen kleinen Ionenkristall gebildet.

2 Ionen

Bild 2 : 2 Ionen mit unterschiedlicher Ladung

Aufbau eines Ionenkristalls

Bild 3 : kleiner Ausschnitt aus einem Ionenkristall

Die Ionen selbst sieht man als feste Kugeln (engl. hard spheres) an. Mehr zum hard–sphere–(rigid–body–)Modell der Atome erfahren Sie in Kapitel 3.7.2.

Im vorigen Absatz habe ich das klassische Modell der Ionenbindung benutzt, so wie man es gewöhnlich in der Schule lernt. Um dieses Modell später sinnvoll anwenden zu können (zum Beispiel bei der Besprechung des Schmelzens), ist es nützlich, sich klarzumachen, welche Vereinfachungen im Modell vorgenommen wurden, und welche Eigenschaften die Ionenbindung hat.

Modellbildung

In festem Magnesiumoxid liegen keine Mg2+–Ionen vor. In keinem einzigen Feststoff liegen Ionen mit einer ganzzahligen Ladung vor. Die beiden Elektronen, die vom Magnesiumatom abgegeben wurden, halten sich mit sehr großer Wahrscheinlichkeit (im zeitlichen Mittel also sehr häufig) in der Nähe des Sauerstoffatoms auf. Sie halten sich aber nicht immer dort auf, und so hat das Sauerstoffatom nicht etwa 2 volle Ladungen dazubekommen. Es ist nicht zum O2––Ion geworden. Die Elektronendichte (mit diesem Begriff bezeichnet man gern die Häufigkeit, mit der sich die Elektronen an einer bestimmten Stelle aufhalten) ist nur sehr stark zum Sauerstoffatom hin verschoben.

Reine Ionenbindungen gibt es also nicht. Alle Bindungen, die man gewöhnlich Ionenbindung nennt, haben einen, wenn auch oft geringen, Atombindungsanteil. Es sind, wenn man genau ist, sehr stark polare Atombindungen.

Jedoch kann man Stoffe, deren Bindung eine so hohe Ionizität (Ionenbindungsanteil) hat wie im Magnesiumoxid, ohne wesentliche Fehler zu machen, in guter Näherung mit dem Modell der Ionenbindung beschreiben, und man kann mit der einfachen Annahme, dass Ionen mit ganzzahliger Ladung vorliegen, viele Eigenschaften des Stoffes erklären. Bei anderen Verbindungen kann das anders sein, man muss es jedesmal überprüfen.

Die Ionen selbst kann man tatsächlich als feste Kugeln ansehen, mit Ausnahme der großen und nur einfach geladenen Ionen wie Cs+ oder I–.

Eigenschaften der Ionenbindung
Beispiel

Magnesium hat eine Elektronegativität von 1,31, Sauerstoff von 3,44. Aus der Differenz von 2,13 errechnet man einen Ionenbindungsanteil von 68 %. Damit kann man die Bindung im Magnesiumoxid mit Recht eine Ionenbindung nennen, und man kann die Ionen, die dort vorliegen, in guter Näherung als Mg2+–Ionen und O2––Ionen ansehen.

Mit diesem Modell kann man Eigenschaften des Magnesiumoxids erklären. Es hat einen hohen Schmelz– und Siedepunkt, es ist hart, aber spröde, es leitet den elektrischen Strom im festen Zustand fast gar nicht, im flüssigen dagegen gut. Seine Kristallstruktur ist die einer typischen Ionenverbindung. Mehr Daten zu Magnesiumoxid finden Sie im Steckbrief.

Pinselstrich
Steckbrief Magnesiumoxid
Summenformel MgO
Schmelzpunkt 2826 °C
Siedepunkt ca. 3600 °C
Dichte 3,58 g/cm3
Härte (nach Mohs) 5,5
spezifische elektrische Leitfähigkeit
  bei 25 °C, fest 1 ⋅ 10–15 Ω–1 cm–1
  bei 500 °C, fest 1 ⋅ 10–7 Ω–1 cm–1
  bei 2850 °C, flüssig 35 Ω–1 cm–1
Kristallstruktur Natriumchlorid–Strukturtyp
Aussehen weiße, kubische Kristalle
CAS–Nr. 1309–48–4
Pinselstrich

5.3. Diamant und die Atombindung

Beschreibung
Atombindung, schematisch

Bild 4 : 2 Atome und die Bindung zwischen ihnen

Im Diamant (C) liegen Kohlenstoffatome vor. Was hält sie zusammen ? Das Orbitalmodell beschreibt die Situation angemessen. Jedes der 4 Valenzelektronen eines Kohlenstoffatoms besetzt mit einem Valenzelektron eines benachbarten Kohlenstoffatoms ein neues Orbital. Dieses Orbital befindet sich zwischen den beiden Atomen. Das heißt, die beiden Elektronen halten sich sehr häufig zwischen den beiden Kohlenstoffatomen auf. Aber wieso Kohlenstoffatome ? Die haben doch gerade Elektronen abgegeben und sind deshalb positiv geladen. Es sind also Atomrümpfe. Im Diamant liegen als kleinste Teilchen positiv geladene Atomrümpfe von Kohlenstoffatomen und negativ geladene Bindungselektronen vor. Zwischen beiden wirken wieder Coulomb–Kräfte, die den Kristall zusammenhalten. Bild 4 zeigt schematisch eine solche kovalente Bindung.

Im vorigen Absatz habe ich ein Modell der Atombindung (man nennt sie auch kovalente Bindung) benutzt. Um dieses Modell später sinnvoll anwenden zu können (zum Beispiel bei der Besprechung des Schmelzens), ist es nützlich, sich klarzumachen, welche Vereinfachungen im Modell vorgenommen wurden, und welche Eigenschaften die Atombindung hat.

Modellbildung

Um etwas über den Aufenthalt der Elektronen zu erfahren, kann man die Schrödinger–Gleichung zu Hilfe nehmen. Über Probleme bei der Arbeit mit dieser Gleichung habe ich in Kapitel 3.5.8. (Atome) und Kapitel 3.6.3. (Bindungen) geschrieben.

Um diese Probleme zu umgehen, haben die Forschenden umfangreiche Modelle aufgestellt, die eine differenzierte Beschreibung der Bindungssituation ermöglichen. Dazu gehören die VB–Theorie und die MO–Theorie (Valenzstruktur– und Molekülorbital–Theorie, engl. valence bond und molecular orbital theory). Diese Theorien werden in vielen Lehrbüchern referiert, zum Beispiel in Lit. L–12, Kap. 5.

Im Gegensatz dazu ist das eben vorgestellte Modell extrem einfach. Einige Tatsachen kann es nicht erklären, zum Beispiel Richtung und Stärke von Bindungen oder die Existenz von Doppelbindungen. Sein Vorteil ist, dass es leicht verständlich ist.

Reine kovalente Bindungen gibt es tatsächlich, im Gegensatz zur Ionenbindung. Moleküle, die aus nur 2 gleichen Atomen bestehen, sind ein Beispiel. Häufiger sind kovalente Bindungen, die einen Ionenbindungsanteil haben. In einigen Fällen ist er sehr klein, zum Beispeiel in C–H–Einfachbindungen, und man kann die Bindung sehr gut mit dem Modell der Atombindung beschreiben. In anderen Fällen ist er größer. Man nennt die Bindung dann eine polare Atombindung. In jedem Einzelfall muss man überprüfen, ob eine polare Bindung vorliegt und wie stark die Polarität ist. Aus der Stärke der Polarität einer Bindung kann man viele Folgerungen über die physikalischen und chemischen Eigenschaften des Stoffes ziehen.

Ausführliche Besprechungen der polaren Atombindung finden Sie in Kapitel 5.5. und Kapitel xx.

Eigenschaften der kovalenten Bindung
Beispiel

Im Diamant sind nur Kohlenstoffatome aneinander gebunden. Es liegt eine reine Atombindung vor. Die Bindungen sind von jedem Atom aus in die Ecken eines Tetraeders gerichtet (Warum das so ist, wird demnächst in Kapitel 6.1. erklärt.).

Mit diesem Modell kann man Eigenschaften von Diamant erklären. Er schmilzt nicht. Vor Erreichen eines Schmelzpunktes wandelt er sich bei etwa 1500 °C (und Luftabschluss – an der Luft verbrennt er einfach) in Graphit um. Er hat eine sehr große Härte (er ist der härteste bekannte Stoff überhaupt) und elektrisch nicht leitend. Mehr Daten zum Diamant finden Sie im Steckbrief.

Pinselstrich
Steckbrief Diamant
Summenformel C
Umwandlungstemperatur (in Graphit) ca. 1500 °C
Dichte 3,513 g/cm3
Härte (nach Mohs) 10
spezifische elektrische Leitfähigkeit
  bei 25 °C 1 ⋅ 10–18 Ω–1 cm–1
Kristallstruktur Diamant–Strukturtyp
Aussehen farblose, kubische Kristalle
CAS–Nr. 7782–40–3
Pinselstrich

5.4. Kupfer und die Metallbindung

Beschreibung

Fußnote 2 : Bei anderen Metallen können die Atome auch mehr als ein Elektron abgeben.

Im Kupfer (Cu) liegen Kupferatome vor. Was hält sie zusammen ? Jedes Kupferatom gibt ein Elektron ab (→ Fußnote 2). Die Atome, denen nun Elektronen fehlen, nennt man Atomrümpfe. Die abgegebenen Elektronen sind zwischen den Atomrümpfen völlig frei beweglich. Man nennt sie Elektronengas, sollte sich aber immer darüber im Klaren sein, dass das Elektronengas nichts mit dem gasförmigen Zustand zu tun hat. Der Name Elektronengas wurde nur in Analogie zum gasförmigen Zustand gewählt, weil bei beiden frei bewegliche Teilchen vorhanden sind. Bild 5 zeigt 2 solcher Atomrümpfe und 2 von ihnen abgegebene Elektronen, Bild 6 einen Ausschnitt aus einem Metallkristall mit 27 Atomrümpfen und genauso vielen Elektronen.

Fußnote 2 : Bei anderen Metallen können die Atome auch mehr als ein Elektron abgeben.

2 Atomrümpfe und Elektronen

Bild 5 : 2 Atomrümpfe (blau) und 2 Elektronen (rot)

Metallkristall, schematisch

Bild 6 : kleiner Ausschnitt aus einem ein Metallkristall, schematisch

Das eben beschriebene Modell wurde um 1900 von dem deutschen Physiker Paul Drude entwickelt. Sein Hauptvorteil ist seine Anschaulichkeit, und es beschreibt einige Eigenschaften der Metalle hervorragend. So ist zum Beispiel leicht einzusehen, dass zwischen den Atomrümpfen und den Elektronen Coulomb–Kräfte wirken. Diese Kräfte halten den Kristall zusammen. Man nennt das Ganze Metallbindung.

Leistungen des Drude–Modells

Das Modell erklärt zwanglos die elektrische Leitfähigkeit der Metalle. Die Elektronen sind im Kristall frei beweglich. Man braucht nur eine Spannung anzulegen, und schon bewegen sie sich, das heißt Strom fließt.

Es erklärt auch die Beobachtung, dass die spezifische elektrische Leitfähigkeit von Metallen mit steigender Temperatur sinkt. Bei höherer Temperatur werden die Schwingungen, die die Atomrümpfe ausführen, immer größer (vgl. Kapitel 4.1.2.3. über die innere Energie), und den Elektronen fällt es, ganz anschaulich gesprochen, immer schwerer, zwischen den Atomrümpfen hindurch zu kommen.

Mehr über die elektrische Leitfähigkeit erfahren Sie in Kapitel 14.

Grenzen des Drude–Modells

Eine ganze Reihe von Beobachtungen, die in der modernen Forschung immer wichtiger werden, kann es nicht erklären.

Dazu gehört die Frage, warum einige Metalle den Strom viel besser leiten als andere. Genausowenig kann es die Leitfähigkeit von Halbleitern erklären. Manche Metalloxide und –sulfide sind, zum Teil abhängig von der Zusammensetzung, elektrisch leitfähig und haben auch den typischen Metallglanz. Andere werden bei hohen Drucken oder bestimmten Temperaturen leitfähig. Antworten gibt hier nicht das Drude–Modell, sondern das Bändermodell. Ein Teil der eben genannten Phänomene kann in diesem Modell mit dem Mott–Übergang (engl. Mott transition) beschrieben werden. All das ist jenseits des Anspruchs dieses Buchs.

Eigenschaften der Metallbindung
Beispiel

Im Kupfer sind nur Kupferatome aneinander gebunden. Es liegt eine Metallbindung vor.

Mit diesem Modell kann man Eigenschaften des Kupfers erklären. Es hat einen hohen Schmelz– und Siedepunkt. Es hat (besonders in reinem Zustand) eine sehr gute elektrische Leitfähigkeit (von allen Metallen nach Silber die zweithöchste), und seine spezifische elektrische Leitfähigkeit nimmt mit steigender Temperatur ab. In Kupferkristallen sind die Atome möglichst dicht gepackt, sie bilden eine dichteste Kugelpackung. Mehr Daten zum Kupfer finden Sie im Steckbrief.

Pinselstrich
Steckbrief Kupfer
Summenformel Cu
Schmelzpunkt 1084,62 °C
Siedepunkt 2562 °C
Dichte (bei 20 °C) 8,96 g/cm3
spezifische elektrische Leitfähigkeit
  Reinkupfer 99,998 % bei 20 °C 5,959 ⋅ 105 Ω–1 cm–1
Temperaturkoeffizient des
  elektrischen Widerstands bei 20 °C 3,93 ⋅ 10–3 K–1
Kristallstruktur kubisch dichteste Kugelpackung
Aussehen rötlich glänzend
CAS–Nr. 7440–50–8
Pinselstrich

Ausblick

Hier habe ich 3 Typen von starken Bindungen beschrieben. Auf der nächsten Seite geht es um schwache Bindungen, auf der dann folgenden Seite schreibe ich demnächst einige spezielle Bemerkungen und einige ausführliche Gedanken zur polaren Bindung.

Infobereich

Alle Bilder dieser Seite : Lizenz CC–BY–SA–4.0. Bildnachweis und Lizenzinfo.
Text : Lizenz CC–BY–SA–4.0. Lizenzinfo.

 

// hoch Zum Seitenanfang
// links Zur Seite Aktivierungsenergie
// rechts Zur Seite schwache Bindungen
// lili Zum Kapitel 4 : Werkzeug
// rere Zum Kapitel 6 : Moleküle
// haus Zur Startseite
// wegweiser Zur Kapitelübersicht
// stern Zur Indexseite

 

Impressum        Datenschutzerklärung