Bindungstypen in der Chemie

Der modernen Chemie sind inzwischen Dutzende unterschiedliche Elemente bekannt, die sich alle in das Periodensystem der Elemente einordnen lassen. In der Natur kommt allerdings nur ein Teil dieser Elemente in seiner reinen Form wie Kupfer, Gold oder Silber vor. Viele andere Elemente liegen dagegen innerhalb chemischer Bindungen vor. Dabei schließen sich Moleküle oder Ionen der einzelnen Elemente zu unterschiedlichsten Verbindungen zusammen. Grund dafür ist der Aufbau der Atome. Jedes besteht aus Kern und Hülle, in der die Elektronen verteilt sind und den Kern - ähnlich der Planeten - auf festgelegten Bahnen umkreisen. Heute werden diese als Orbitale oder Energieniveaus bezeichnet, früher als Schalen. Und jede dieser „Schalen“ bietet nur einer bestimmten Anzahl von Elektronen Platz. Ist ein Energieniveau voll besetzt, rücken die weiteren Elektronen in ein höheres Niveau auf. Solange dieses freie Plätze bietet – es also freie Außenelektronen bzw. Valenzelektronen zur Verfügung stehen – wird das Atom versuchen, die Schale entweder zu räumen oder voll zu besetzen, um einen stabilen Zustand, die sogenannte Edelgaskonfiguration, zu erreichen. Elemente der Alkali- und Erdalkaligruppe neigen dazu, ihre Außenelektronen für eine chemische Bindung zur Verfügung zu stellen, während Chalkogene fremde Außenelektronen nutzen. Aus dem Bestreben, die Edelgaskonfiguration zu erreichen, ergeben sich unterschiedliche chemische Bindungstypen.

Zu den wichtigsten Bindungen in der Chemie gehören die Ionenbindung, kovalente Bindung und die Molekülbindung. Die ionische Bindung taucht vor allem bei Verbindungen zwischen Metallen und Nichtmetallen auf. Aufgrund der relativ starken Elektronegativitätsunterschiede übertragen sich die Valenzelektronen der Metalle auf die Nichtmetalle. Dabei entstehen Ionen: Die Metallionen mit positiver Ladungszahl, die Nichtmetallionen mit negativer Ladungszahl. Ionische Bindungen sind relativ starke Verbindungen zwischen den Elementen, weshalb hohe Energien erforderlich sind, um diese chemischen Verbindungen aufzubrechen. Die Energie ist umso höher, je weiter die einzelnen Reagenzien in ihrer Elektronegativität differieren. Ionenbindungen lassen sich aber nicht nur schwer trennen. Versucht man Kristalle zu verformen, zerbrechen diese, da die Kristallstruktur und damit die Verteilung der Ladungsträger verändert wird. Eine typische Ionenbindung wäre kristallines NaCl, also handelsübliches Speisesalz, das aufgelöst Strom leitet. Die kovalente Bindung wird in der Regel als Bindung der Nichtmetalle bezeichnet – wie zwischen Schwefel und Sauerstoff. Anders als bei der Ionenbindung, bei der positiv oder negativ geladene Atomrümpfe entstehen, nutzen die Bindungspartner bei der kovalenten Bindung die Außenelektronen gemeinsam. Verbinden sich zwei Chlor-Atome, die über je ein Valenzelektron verfügen, entsteht eine Brücke über die beiden Elektronen – eine Einfachbindung. Stehen jedem Reaktionspartner dagegen 2 Valenzelektronen zur Verfügung, kann eine Zweifachbindung entstehen usw. Gleichzeitig ist es bei der kovalenten Bindung möglich, Reaktionspartner mit unterschiedlicher Valenzelektronenzahl reagieren zu lassen, wie Kohlenstoff (4 Außenelektronen) und Wasserstoff (1 Außenelektron) mit dem Ergebnis CH4. Die metallische Bindung ist die wichtige chemische Bindung Nummer 3. Hier bildet sich im Kristallgitter eine Elektronenwolke, da die Außenelektronen der Metallatome die Hülle aufgrund der schwachen Bindung ohne große Probleme verlassen können. Zurückbleiben Atomrümpfe, die als Basis für das Metallgitter fungieren. Die freien Elektronen bewegen sich in der Modellvorstellung durch das Gitter und sind für die besonderen Eigenschaften der Metalle verantwortlich, angefangen von der elektrischen Leitfähigkeit bis zur Formbarkeit der Metalle.


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