Chemische Bindungsarten: Ionenbindung, Atombindung und Metallbindung erklärt

Einleitung: Warum verbinden sich Atome?

Atome streben in der Regel einen energetisch günstigeren Zustand an als im Einzelzustand. Durch das Eingehen chemischer Bindungen können sie ihre Energie senken und gleichzeitig häufig die stabile Edelgaskonfiguration mit acht Valenzelektronen in der äußersten Schale erreichen. Das Periodensystem zeigt deutlich, welche Elemente zueinander passen, denn die Stellung der Elemente bestimmt maßgeblich die Art der Bindung, die sie miteinander eingehen.

Es gibt drei grundlegende Typen chemischer Bindungen: die Ionenbindung, die kovalente Atombindung und die Metallbindung.

Ionenbindung

Entstehung

Die Ionenbindung entsteht zwischen Elementen mit stark unterschiedlicher Elektronegativität. Typischerweise gibt ein Metall der linken Periodensystemseite Elektronen an ein Nichtmetall der rechten Seite ab. Es entstehen positiv geladene Kationen und negativ geladene Anionen, die sich durch elektrostatische Anziehung gegenseitig halten.

Das bekannteste Beispiel ist Natriumchlorid (Kochsalz, NaCl):

• Natrium gibt sein Valenzelektron ab und wird zu Na+.
• Chlor nimmt dieses Elektron auf und wird zu Cl-.
• Die entgegengesetzt geladenen Ionen ziehen sich an und bilden ein regelmäßiges Ionengitter.

Eigenschaften ionischer Verbindungen

• Hohe Schmelz- und Siedepunkte, da viele starke elektrostatische Kräfte gleichzeitig überwunden werden müssen.
• Im festen Zustand keine elektrische Leitfähigkeit, weil die Ionen fest im Gitter sitzen.
• Im geschmolzenen Zustand oder in wässriger Lösung elektrisch leitfähig, da die Ionen dann beweglich sind.
• Meist wasserlöslich bei ionischen Verbindungen mit kleinen Ionen und großer Ladungsdichte.
• Typischerweise spröde, da beim Verschieben der Gitterschichten gleichnamig geladene Ionen aufeinandertreffen und abstoßen.

Atombindung (kovalente Bindung)

Entstehung

Die Atombindung, auch kovalente Bindung oder Elektronenpaarbindung genannt, entsteht zwischen Nichtmetallatomen. Dabei teilen sich zwei Atome ein oder mehrere Elektronenpaare. Diese gemeinsamen Elektronen halten die Atome zusammen.

Eine Atombindung mit einem gemeinsamen Elektronenpaar heißt Einfachbindung (H-H in H2), mit zwei Paaren Doppelbindung (O=O in O2) und mit drei Paaren Dreifachbindung (N=N in N2).

Beispiele:

• Wasser H2O: Sauerstoff und Wasserstoff teilen je ein Elektronenpaar.
• Kohlendioxid CO2: Kohlenstoff bildet mit jedem Sauerstoff eine Doppelbindung.
• Stickstoff N2: Zwischen den beiden Stickstoffatomen besteht eine sehr starke Dreifachbindung.

Polare und unpolare Atombindung

Wenn beide beteiligten Atome gleich oder sehr ähnlich elektronegativ sind, ziehen sie die Bindungselektronen gleich stark an. Die Bindung ist unpolar (z.B. Cl2, H2, O2).

Bei unterschiedlicher Elektronegativität zieht das elektronegativere Atom die Elektronen stärker zu sich heran. Es entsteht ein Dipol mit einer partiellen negativen Ladung am elektronegativeren Atom und einer partiellen positiven Ladung am anderen. Diese polare Atombindung ist typisch für Verbindungen wie HCl, H2O oder NH3.

Eigenschaften kovalenter Verbindungen

• Molekulare kovalente Verbindungen sind häufig gasförmig oder flüssig bei Raumtemperatur (H2O, CO2, NH3).
• Netzwerkartige kovalente Feststoffe wie Diamant oder Quarz (SiO2) sind dagegen extrem hart und haben sehr hohe Schmelzpunkte.
• Meist schlechte elektrische Leiter, da keine freien Ladungsträger vorhanden sind.
• Polarität beeinflusst Löslichkeit: Polare Moleküle lösen sich gut in polaren Lösungsmitteln (z.B. Wasser), unpolare Moleküle in unpolaren (z.B. Hexan).

Metallbindung

Entstehung

Die Metallbindung tritt bei reinen Metallen und Legierungen auf. Metalle haben typischerweise wenige Valenzelektronen, die sie leicht abgeben können. Im Metallgitter geben alle Atome ihre Valenzelektronen ab und bilden so positive Metallionen (Kationen). Die abgegebenen Elektronen bilden ein sogenanntes Elektronengas oder Elektronensee, das sich frei durch das gesamte Gitter bewegen kann.

Die positiven Metallionen werden durch das Elektronengas zusammengehalten. Diese Bindung ist ungerichtet, das heißt, sie wirkt in alle Richtungen gleichmäßig.

Eigenschaften metallischer Verbindungen

• Gute elektrische Leitfähigkeit, weil sich die freien Elektronen unter Spannung gerichtet bewegen.
• Gute Wärmeleitfähigkeit durch denselben Mechanismus.
• Metallischer Glanz, da die frei beweglichen Elektronen Licht aller Wellenlängen reflektieren.
• Verformbarkeit (Duktilität und Hämmerbarkeit), weil die Gitterschichten aneinander abgleiten können, ohne dass die Bindung bricht. Das Elektronengas kompensiert die Verschiebung.
• Hohe Dichte bei den schwereren Metallen.

Beispiele: Eisen (Fe), Kupfer (Cu), Aluminium (Al), Gold (Au), Silber (Ag).

Übergänge zwischen den Bindungstypen

In der Praxis gibt es fließende Übergänge zwischen den drei Bindungstypen. Der wichtigste Parameter ist die Elektronegativitätsdifferenz der beteiligten Atome:

• Differenz nahe 0: Atombindung (unpolar) oder Metallbindung
• Differenz zwischen 0 und etwa 1,7: polare Atombindung
• Differenz über 1,7: Ionenbindung

Allerdings sind diese Grenzen nicht starr. Viele Bindungen in der realen Chemie haben gemischten Charakter. Lithiumiodid (LiI) zum Beispiel hat trotz Metall-Nichtmetall-Paarung noch einen erheblichen kovalenten Anteil.

Vergleich der Bindungsarten

Eigenschaft	Ionenbindung	Atombindung	Metallbindung
Partner	Metall und Nichtmetall	Nichtmetal und Nichtmetall	Metalle
Elektronen	übertragen	geteilt	freies Elektronengas
Schmelzpunkt	hoch	variabel	variabel
Leitfähigkeit fest	nein	nein	ja
Verformbarkeit	spröde	spröde	duktil

Zusammenfassung

Die Bindungsart zwischen Elementen bestimmt maßgeblich die Eigenschaften der entstehenden Verbindung. Das Periodensystem zeigt durch die Anordnung der Elemente, welche Bindungsarten zu erwarten sind: Metalle links bilden Metallbindungen oder Ionenbindungen mit Nichtmetallen rechts, während Nichtmetalle untereinander kovalente Bindungen eingehen. Das Verständnis dieser Grundprinzipien ist der Schlüssel zur Chemie aller Stoffe.