Warum verbinden sich Atome miteinander?

Verbindungsreaktionen

Die Reaktionen, die zu chemischen Verbindungen führen, können auf zwei Arten ablaufen, je nachdem, um welche Atome es sich handelt:

1. Durch abstoßende Wechselwirkungen, die eine Folge der Überlappung von Elektronenschalen und der elektrostatischen Wechselwirkung unipolarer Ladungen sind.
2. Durch die Wirkung von Anziehungskräften, die durch die elektrostatische Wechselwirkung ungleicher Ladungen verursacht werden, wie z. B. die Wechselwirkung zwischen Elektronen und Atomkernen oder solche, die sich aus Veränderungen in der Verteilung der Ladungsdichte ergeben.

Es hat jedoch den Anschein, dass in der Natur eine Tendenz besteht, nach einem Minimum an Energie zu streben. Dies gilt auch für Atome, was sich gerade bei der Erzeugung von chemischen Bindungen direkt widerspiegelt – Atome verbinden sich, wenn es für sie aus energetischer Sicht vorteilhaft ist. Die meisten Elemente binden ihre Atome auf natürliche Weise an andere oder aneinander.

Chemische Bindung

Wie bereits erwähnt, können sich Atome mit Atomen desselben oder eines anderen chemischen Elements verbinden. Als chemische Bindung bezeichnet man eine Wechselwirkung zwischen Atomen, durch die sie dauerhaft miteinander verbunden werden. Valenzelektronen, die sich auf der äußersten Schale der Atome befinden, sind an der Bildung von chemischen Bindungen beteiligt.

Chemische Bindung in zweiatomigem Wasserstoff_H2

Wasserstoff ist ein chemisches Element, das zu der Art von Stoffen gehört, deren Atome niemals in freiem Zustand existieren. Seine Atome sind immer durch eine bestimmte chemische Bindung miteinander verbunden. Dabei gibt jedes der vorhandenen Wasserstoffatome ein Valenzelektron zur gemeinsamen Nutzung ab. Dadurch kann jedes von ihnen den für sich günstigsten Energiezustand erreichen und die Elektronenkonfiguration desjenigen Edelgases erhalten, das ihm im Periodensystem am nächsten steht, nämlich Helium. Solche gemeinsam genutzten Elektronen werden als gemeinsames Elektronenpaar oder Elektronenbindungspaar bezeichnet. Diese Art der Bindung zwischen Wasserstoffatomen kann symbolisch als H:H dargestellt werden.

Kovalente Bindung

Ein hervorragendes Beispiel für das Auftreten einer kovalenten Bindung ist der bereits beschriebene zweiatomige Wasserstoff. Dieser besitzt ein gemeinsames Elektronenpaar, das für diese Art von Bindung spezifisch ist. Dies beruht auf der Übereinstimmung der Elektronen und der Bildung von bindenden Elektronenpaaren, die in gleichem oder unterschiedlichem Maße beiden Atomen angehören.

Nichtpolarisierte kovalente Bindung

Solche kovalenten Bindungen, bei denen das bindende Elektronenpaar beiden Atomen gleichermaßen gehört, werden auch als atomare oder nichtpolarisierte kovalente Bindungen bezeichnet und hauptsächlich zwischen Atomen desselben Nichtmetalls gebildet. Solche Strukturen, die durch die Bildung von nichtpolarisierten kovalenten Bindungen entstehen, werden als homonukleare Moleküle bezeichnet.

Elektronen von zweiatomigen Chlormolekülen _Cl2

Charakteristisch für das Chlormolekül ist auch eine nichtpolarisierte kovalente Bindung, bei der sich zwei Chloratome jeweils ein Valenzelektron teilen, wodurch ein Elektronenoktett und eine Argon-Elektronenkonfiguration entstehen. Betrachtet man die an den beiden Chloratomen des Moleküls vorhandenen Elektronen, so stellt man fest, dass neben dem bindenden Elektronenpaar auch Elektronen vorhanden sind, die nicht direkt an der Bildung der chemischen Bindung beteiligt sind. Solche Elektronen oder Elektronenpaare werden als nichtbindende Elektronen bezeichnet.

Wie ist ein Stickstoffmolekül aufgebaut?

Es zeigt sich, dass Nicht-Metalle mehr als ein Elektronenpaar miteinander teilen können. Ein Stickstoffmolekül zum Beispiel besteht aus zwei Stickstoffatomen. Sie besitzen jeweils fünf Valenzelektronen auf der letzten Hülle, so dass bis zu drei zusätzliche Elektronen erforderlich sind, um ein Oktett zu bilden. Um die gewünschte Elektronenkonfiguration zu erreichen, gibt jedes Stickstoffatom drei Elektronen zur gemeinsamen Nutzung ab. Daraus ergeben sich drei bindende Elektronenpaare zwischen den Atomen. Solch eine spezielle Bindung hat ihren eigenen Namen:  Dreifachbindung. Zusätzlich zu den gemeinsamen Elektronenpaaren besitzt jedes Stickstoffatom ein nicht bindendes Elektronenpaar. Die Dreifachbindung ist die höchstmögliche Form, die Atome bilden können. In der Natur wurden keine chemischen Verbindungen entdeckt, die durch das Vorhandensein von mehr als Dreifachbindungen in einem Molekül gekennzeichnet wären.

Wie steht es mit heteronuklearen Molekülen?

Wie die Atome desselben chemischen Elements können sich auch die Atome verschiedener Nichtmetalle durch die Erzeugung gemeinsamer Bindungselektronenpaare aneinander binden. Das bekannteste Beispiel für eine solche Struktur ist Chlorwasserstoff, eine chemische Verbindung, die durch die Verschmelzung von Wasserstoff- und Chloratomen entsteht. Jedes der Atome, aus denen ein Molekül besteht, benötigt ein Elektron, um für sich die günstigste Elektronenkonfiguration zu erreichen.

Kovalente Bindung im Chlorwasserstoffmolekül

Um die Elektronenkonfiguration der nächstgelegenen Edelgase zu erreichen, geben sowohl Wasserstoff als auch Chlor jeweils ein Valenzelektron ab, um ein bindendes Elektronenpaar zu erzeugen. Diese Vorgehensweise führt zu zwei permanenten Elektronenkonfigurationen, wobei der Wasserstoff die Heliumkonfiguration und das Chloratom die Argonkonfiguration aufnimmt. Auf ihren Valenzschalen sind also eine Dublette bzw. ein Elektronenoktett vorhanden.

Hier ist jedoch eine etwas andere Wechselwirkung zu beobachten als im Falle des Wasserstoffmoleküls, denn es zeigt sich, dass das Elektronenpaar, das zwischen dem Wasserstoff- und dem Chloratom entsteht, ihnen nicht in gleichem Maße angehört. Dieses verschiebt sich in Richtung des Atoms mit der größeren Fähigkeit, Elektronen anzuziehen, in diesem Fall des Chloratoms, zu dem sich das bindende Elektronenpaar hinverschiebt. Diese Art von Bindung ist ebenfalls eine kovalente Bindung, wird aber zusätzlich als „polarisiert“ bezeichnet.

Polarisierte kovalente Bindung

Eine solche Bindung entsteht zwischen Atomen, die zu verschiedenen Nichtmetallen gehören. Sie führen die charakteristische Bewegung einer kovalenten Bindung aus, d.h. sie teilen einige ihrer Elektronen, im Vergleich zu einer nicht polarisierten kovalenten Bindung jedoch werden die erzeugten Elektronenpaare in diesem Fall zu einem der Atome hin verschoben. Zu demjenigen mit der stärkeren Elektronenanziehung. In der Regel ist es das Atom, das die größere Anzahl von Elektronen auf seiner Valenzschale hat. Und dies ist immer das Atom, das die höhere Elektro-Negativität aufweist.

Elektronenstruktur des Ammoniakmoleküls

Ammoniak ist ein Molekül, das aus einem Stickstoffatom und drei Wasserstoffatomen besteht. In diesem tritt eine polarisierte kovalente Bindung auf. Da Stickstoff zur Gruppe 15 des Periodensystems der Elemente gehört, wissen wir, dass er fünf Valenzelektronen hat. Im Gegensatz dazu hat jedes Wasserstoffatom nur ein Elektron. Für eine dauerhafte Elektronenkonfiguration benötigt Stickstoff drei Elektronen, die durch die Anwesenheit von Wasserstoffatomen bereitgestellt werden können. Jedes erzeugt ein bindendes Elektronenpaar mit einem Stickstoffatom. Dadurch wird sichergestellt, dass jedes vorhandene Atom die für sich günstigste Elektronenkonfiguration aufweist. Da das Stickstoffatom mehr Elektronen anziehen kann als das Wasserstoffatom, werden alle drei bindenden Elektronenpaare genau zu ihm hin verschoben.

Elektronenstruktur des Kohlendioxidmoleküls

Das Kohlenstoffatom gehört zur Gruppe 14 des Periodensystems und hat daher vier Valenzelektronen in seiner Valenzschale. Im Gegensatz dazu hat jedes der beiden Sauerstoffatome sechs Valenzelektronen. Da die vorhandenen Atome nur Oktette anstreben, geben die Sauerstoffatome zwei Elektronen zur gemeinsamen Nutzung ab, und das Kohlenstoffatom tauscht mit jedem zwei Elektronen aus, so dass insgesamt alle vier Valenzelektronen zur gemeinsamen Nutzung zur Verfügung stehen. Dadurch entstehen bis zu vier bindende Elektronenpaare: zwei zwischen dem Kohlenstoffatom und jedem Sauerstoffatom. Vergleicht man die Elektronegativitätswerte des Kohlenstoff- und des Sauerstoffatoms, so weiß man, dass Sauerstoff eine größere Neigung hat, Elektronen anzuziehen. Daher werden alle vier bindenden Elektronenpaare in Richtung der Sauerstoffatome verschoben.

Wie kann man die Art der Bindung in einem Molekül überprüfen?

Ein Schlüsselfaktor bei der Bestimmung der Art der Bindung in einem Molekül ist die Elektronegativität seiner atomaren Bestandteile. Hierbeu handelt es sich um die Fähigkeit der Atome, Elektronen anzuziehen, und daher auch im Falle der kovalenten Bindung um die Fähigkeit, bindende Elektronenpaare zueinander anzuziehen. Je größer der Wert der Elektronegativität, desto stärker zieht das Atom Elektronen an. Außerdem zeigt uns der Unterschied zwischen den Elektro-Negativitäten der im Molekül vorhandenen Atome, mit welcher Art von chemischer Bindung wir es zu tun haben. Wenn in einem Molekül der Unterschied in der Elektronegativität der Atome, die es bilden (bezeichnet als ΔE), gleich 0,0 oder nicht größer als 0,4 ist, handelt es sich um eine kovalent unpolarisierte Bindung. Liegt ΔE zwischen 0,4 und 1,6, liegt eine polarisierte kovalente Bindung im Molekül vor. Übersteigt hingegen der Unterschied in der Elektronegativität der Atome 1,6, deutet dies auf das Vorhandensein einer Ionenbindung hin.