EL-MO I Elemente, Schulbuch

Oktett-Regel – Molekül – Gitter – Bindungsmodelle 2.1 Modelle der chemischen Bindung 38 38 Abb. 038–1: Metall- und Nichtmetallatome Abb. 038–2: Überblick Bindungsmodelle Abb. 038–5: Metallgitter (Metallbindung) Die Wechselwirkungskraft zwischen Atomen wird als chemische Bindung be- zeichnet. In der Natur liegen alle Atome außer den Edelgasatomen gebunden vor. Beim Entstehen solcher Bindungen wird Energie frei, der gebundene Zu- stand ist energetisch günstiger als der Zustand als Einzelatom. Das ist der wirk- liche und einzige Grund für die chemische Bindung. Edelgas- oder Oktettregel Da nur die Edelgase unverbunden vorkommen, ergibt sich der Schluss, dass die Edelgas-Elektronenkonfiguration mit s 2 p 6 ein energetisch besonders stabiler Zu- stand ist. Atome verbinden sich häufig so miteinander, dass durch Verschieben bzw. Austausch von Elektronen die stabile Edelgaskonfiguration erreicht wird. Aber: Diese Regel wird oft verletzt, da es auch andere Zustände gibt, die für die Ausbildung einer Verbindung günstig sind. Sie kann daher nur als eine grobe Hilfestellung angesehen werden. Systematik der chemischen Bindung Die Einteilung der Atome in Metallatome und Nichtmetallatome führt zu einer einfachen Systematik der Modelle der chemischen Bindung. Je nach Art der Bin- dungspartner kann man drei Fälle unterscheiden, die in Abb. 38–2 kurz im verglei- chenden Überblick dargestellt werden. Allerdings muss man sich – wie bei jeder Grobeinteilung – darüber klar sein, dass es viele Grenz- und Übergangsfälle gibt. Entscheidend für die Zuordnung zum jeweiligen Bindungsmodell ist die Elektronegativität bzw. der Elektronegativi- tätsunterschied zwischen den Bindungspartnern. Viele Verbindungen lassen sich eindeutig einem Bindungsmodell zuordnen. Bei anderen ist die Zuordnung oft Er- messenssache und/oder hängt von der Umgebung (zB einem Lösungsmittel) ab. Molekül und Gitter Durch diese Bindungskräfte – man nennt sie auch Hauptvalenzkräfte – entste- hen Gitter oder Moleküle. Gitter sind „unendliche“ Strukturen von regelmäßiger Anordnung. Aus Haupt- valenzgittern aufgebaute Stoffe sind bei Raumtemperatur Feststoffe. Moleküle sind Teilchen mit einer endlichen Anzahl von verknüpften Atomen. Zwischen Molekülen wirken weitere (schwächere) Kräfte, die man Nebenvalenzkräfte nennt. Auch Moleküle können Feststoffe (und damit Gitter) bilden. Das Atombindungsmodell Zwischen Nichtmetall-Atomen, die die Tendenz besitzen, Elektronen aufzuneh- men, kommt es zu einer Bindung, die auf gemeinsamer Nutzung von Elektronen basiert. Jeder Bindungspartner stellt Elektronen zur Verfügung, die dann im Ein- flussbereich beider Kerne liegen. Diese Art der Bindung wirkt nur in eine Raum- richtung, und es entstehen meist abgeschlossene Einheiten, die man als Moleküle bezeichnet (Abb. 38–3). Das Ionenbindungsmodell Bei einer Verbindung zwischen Metall-Atomen und Nichtmetallatomen kommt es zu einer Übertragung von Elektronen. Es entstehen geladene Teilchen (Ionen), und die Bindungskraft ist eine ungerichtete, elektrostatische Anziehung zwischen den unterschiedlich geladenen Ionen (Abb. 38–4). Das Metallbindungsmodell Bei der Bindung zwischen Metall-Atomen besteht bei den Bindungspartnern die Tendenz, Elektronen abzugeben. Die Elektronen verbleiben im Metallver- band; sie sind aber keinem bestimmten Kern zuzuordnen („Elektronengas“ = Valenz-Elektronen) und bewirken den Zusammenhalt zwischen den positiv ge- ladenen Atomrümpfen (Abb. 38–5). METALLE NICHTMETALLE Ionisierungsenergie Elektronegativität Außenelektronen Sphären und/oder gering hoch viele viele wenige wenige gering hoch +13 +13 +13 +13 +13 +13 +13 +13 +13 +13 +13 Abb. 038–4: Ionengitter (Ionenbindung) Abb. 038–3: Beispiele für Moleküle (Atombindung) Ammoniak Wasser Methan Metall- Atome Nichtmetall- Atome Metall- Bindungs- Modell Ionen- Bindungs- Modell Atom- Bindungs- Modell Metall-Gitter Ionen-Gitter Atom-Gitter Moleküle Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv