Chemische Bindungen
Warum bilden sich chemische Bindungen? Zum großen Teil, um die potentielle Energie (PE) des Systems zu senken. Die potentielle Energie entsteht durch die Wechselwirkung von positiven und negativen Ladungen. Auf atomarer Ebene werden positive Ladungen von Protonen und negative Ladungen von Elektronen getragen. Die potentielle Energie kann mit Hilfe des Coulomb-Gesetzes berechnet werden, das das Produkt aus zwei Ladungen, Q1 und Q2, geteilt durch den Abstand zwischen den Ladungen, d, ist. Wenn die beiden Ladungen das gleiche Vorzeichen haben (+ class=GramE>,+oder -,-), ist die potentielle Energie eine positive Zahl. Gleiche Ladungen stoßen sich gegenseitig ab, daher ist ein positiver PE ein destabilisierender Faktor. Wenn die beiden Ladungen unterschiedliche Vorzeichen haben, ist der PE negativ. Dies deutet auf eine anziehende Kraft zwischen den Ladungen hin und ist ein stabilisierender Faktor. Chemische Bindungen führen zu einer Verringerung des PE und zur Bildung stabilerer chemischer Spezies.
Ionische Bindungen
Ionische Bindungen entstehen zwischen Metallen und Nichtmetallen. Metalle sind die Elemente auf der linken Seite des Periodensystems. Die meistmetallischen Elemente sind Cäsium und Francium. Metalle neigen dazu, Elektronen zu verlieren, um die Edelgas-Elektronenkonfiguration zu erreichen. Die Gruppen 1 und 2 (die aktiven Metalle) verlieren aufgrund ihrer niedrigen Ionisierungsenergie 1 bzw. 2 Valenzelektronen. Die Nichtmetalle sind auf die Elemente in der oberen rechten Ecke des Periodensystems beschränkt. Das häufigste nichtmetallische Element ist Fluor. Nichtmetalle neigen dazu, Elektronen zu gewinnen, um Edelgaskonfigurationen zu erreichen. Sie haben eine relativ hohe Elektronenaffinität und eine hohe Ionisierungsenergie. Da Metalle dazu neigen, Elektronen zu verlieren, und Nichtmetalle dazu neigen, Elektronen zu gewinnen, kommt es bei Reaktionen, an denen diese beiden Gruppen beteiligt sind, zu einem Elektronentransfer vom Metall zum Nichtmetall. Das Metall wird oxidiert und das Nichtmetall wird reduziert. Ein Beispiel hierfür ist die Reaktion zwischen dem Metall Natrium und dem Nichtmetall Chlor. Das Natriumatom gibt ein Elektron ab, um das Na+-Ion zu bilden, und das Chlormolekül nimmt Elektronen auf, um 2 Cl–Ionen zu bilden. Die Ladungen dieser Anionen und Kationen werden durch die Bildung eines Kristallgitters stabilisiert, in dem jedes der Ionen von Gegenionen umgeben ist.
Kovalente Bindung
Kovalente Bindung findet zwischen Nicht-Metallen statt. Es findet keine Elektronenübertragung statt, sondern ein Austausch von Valenzelektronen. Die Nichtmetalle haben alle ziemlich hohe Ionisierungsenergien, was bedeutet, dass es relativ schwierig ist, ihre Valenzelektronen zu entfernen. Die Nichtmetalle haben ebenfalls eine relativ hohe Elektronenaffinität, so dass sie dazu neigen, Elektronen an sich zu binden. Sie teilen sich also Valenzelektronen mit anderen Nichtmetallen. Die geteilten Elektronen werden zwischen den beiden Kernen gehalten. Die Formel von kovalenten Verbindungen gibt die tatsächliche Anzahl der Atome an, die zu Molekülen verbunden sind, wie C6H12O6 für Glukose. Kovalente Verbindungen existieren als einzelne Moleküle.
Metallische Bindungen
Metallische Bindungen bestehen zwischen Metallatomen. Metalle haben relativ niedrige Ionisierungsenergien (leicht entfernbare Elektronen), aber auch niedrige Elektronenaffinitäten (sehr geringe Neigung, Elektronen zu gewinnen). Metalle tauschen also Elektronen aus. Es handelt sich jedoch um eine andere Art von Bindung als die kovalente Bindung. Metalle teilen sich Valenzelektronen, aber diese sind nicht zwischen einzelnen Atomen lokalisiert. Stattdessen sind sie über das gesamte Metall verteilt und vollständig delokalisiert. Sie werden oft als ein „Meer“ von Elektronen beschrieben, die frei zwischen den Atomen fließen. Die folgende Grafik versucht, dies zu veranschaulichen. Die dunkleren grauen Kugeln sind die Metallkerne und Kernelektronen. Die helleren grauen Bereiche sind die locker gehaltenen Valenzelektronen, die sich alle Metallatome teilen.
Ionische Bindung – Gitterenergie
Metalle und Nichtmetalle gehen miteinander eine Wechselwirkung ein und bilden ionische Verbindungen. Ein Beispiel dafür ist die Reaktion zwischen Na und Cl2.
Der Link unten (der manchmal funktioniert und manchmal nicht) zeigt diese Reaktion.
2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s)
Es handelt sich um eine extrem exotherme Reaktion. Es wird sehr viel Wärme abgegeben, was auf eine starke Abnahme des PE des Systems hinweist.
Das Produkt, NaCl, ist viel stabiler als die Reaktanten Na und Cl2.
Diese Reaktion kann in einige Schritte zerlegt werden, um die Quelle dieser Energie zu bestimmen. Wir erwarten eine große negative Zahl als endgültige Antwort.
Zuerst wird das Natrium ionisiert:
Na (g) → Na+ + e- I1 = 494 kJ/mol
Energie muss zugeführt werden, um das Elektron zu entfernen.
Chlor wird ionisiert:
Cl(g) + e- → Cl-sup> (g) Elektronenaffinität = -349 kJ/mol
Energie wird abgegeben, wenn das Chlor ein Elektron gewinnt.
Die Summe dieser beiden ist positiv. Es muss also noch einen weiteren Schritt geben. Dieser Schritt beinhaltet den Zusammenbau der Ionen zu einem Kristallgitter und wird daher als Gitterenergie bezeichnet.
Für NaCl beträgt sie class=GramE>-787 kJ/mol.
Dies steht für die starke Anziehungskraft zwischen den Anionen (Cl-) und den Anionen (Na+), die sich in unmittelbarer Nähe befinden. Die Wechselwirkung ist coulombisch, proportional zu Größe und Vorzeichen der Ladungen und umgekehrt proportional zum Abstand zwischen ihnen.
Lewis-Elektronenpunkt-Symbole
Der Chemiker G.N. Lewis entwickelte eine einfache Methode zur Darstellung der Valenzelektronen bei der Bildung von Bindungen zwischen Atomen. Die Lewis-Elektronenpunkt-Symbole stellen die Valenzelektronen eines jeden Atoms dar. Das Elementsymbol selbst steht für den Kern und die Kernelektronen, und jeder „Punkt“ steht für ein Valenzelektron.
Diese sind unten dargestellt:
Bei den Metallen (links von der roten Linie) steht die Gesamtzahl der Punkte für Elektronen, die das Element verlieren kann, um ein Kation zu bilden. Bei den Nichtmetallen (auf der rechten Seite der roten Linie) steht die Anzahl der ungepaarten Punkte für die Anzahl der Elektronen, die durch den Gewinn oder das Teilen von Elektronen gepaart werden können. Die Anzahl der ungepaarten Punkte entspricht also entweder der negativen Ladung des Anions, die sich durch Elektronenübertragung mit einem Metall bildet, oder der Anzahl der kovalenten Bindungen, die das Element durch Elektronenaustausch mit anderen Nichtmetallen eingehen kann. Mg, mit zwei Punkten, neigt dazu, das Mg2+-Ion zu bilden. Kohlenstoff, mit 4 ungepaarten Punkten, kann bei der Reaktion mit Metallen das Carbid-Ion C4- bilden oder bei der Reaktion mit Nichtmetallen vier Bindungen eingehen.
Die Reaktion zwischen Na und Cl2 lässt sich anhand ihrer Lewis-Elektronenpunktstrukturen beschreiben.
Ionische Radien
Wenn Atome Elektronen verlieren, um Kationen zu bilden, ist der ionische Radius immer kleiner als der Atomradius. Es gibt weniger Elektronen, bei unveränderter Kernladung Z. Das bedeutet, dass die verbleibenden Elektronen stärker und enger an den Kern gebunden werden. Wenn Atome Elektronen aufnehmen, um Anionen zu bilden, ist der Ionenradius immer größer als der Atomradius. Je mehr Elektronen vorhanden sind, desto größer ist der Abstoßungsterm zwischen Elektron und Atom, wodurch das Atom destabilisiert wird und die Elektronen weiter vom Kern entfernt sind. Nachfolgend ist eine Tabelle der Ionenradien abgebildet.
Elementares Natrium ist größer als elementares Chlor. Wenn sie jedoch ionisiert werden, kehren sich ihre relativen Größen um. Es ist sehr schwierig, absolute Größen vorherzusagen.
Relative Größen lassen sich für Isoelektronik-Serien vorhersagen, also für Spezies, die die gleiche Anzahl von Elektronen haben. Zum Beispiel haben O2- und F- beide 10 Elektronen. Die Kernladung von Sauerstoff ist +8 und die Kernladung von Fluor ist +9. Die positiven Ladungen nehmen zu, aber die negativen Ladungen bleiben gleich (-10). F- wird also aufgrund der verstärkten Anziehungskraft (+9/-10 gegenüber +8/-10) kleiner sein. Die Reihen von In3+, Sn4+ und Sb5+ zeigen denselben Trend. Sie haben alle 46e-, aber eine Kernladung von +49, +50 bzw. +51. Sb5+ ist das kleinste der drei.