Chemische Bindungen - Chemie

Diesen aiMOOC als Battle spielen: Chemie, Klasse 7-8, G-Niveau

Einleitung

Warum ist Kochsalz spröde, Kupfer gut leitfähig und Diamant besonders hart? Die Antwort liegt in den chemischen Bindungen. Sie halten Atome oder Ionen zusammen und bestimmen dadurch viele Eigenschaften eines Stoffes.

In diesem aiMOOC lernst Du die drei wichtigen Bindungsmodelle der Schulchemie kennen:

1. Ionenbindung: Elektronen werden übertragen, anschließend ziehen sich entgegengesetzt geladene Ionen an.
2. Atombindung oder Elektronenpaarbindung: Atome teilen sich Elektronenpaare.
3. Metallbindung: Positive Atomrümpfe werden von beweglichen, delokalisierten Elektronen zusammengehalten.

Du untersuchst außerdem, wie der Aufbau eines Stoffes mit Härte, Schmelztemperatur, Löslichkeit und elektrischer Leitfähigkeit zusammenhängt.

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Grundlagen chemischer Bindungen

Atome und Valenzelektronen

Ein Atom besteht aus einem positiv geladenen Atomkern und einer negativ geladenen Elektronenhülle. Für chemische Bindungen sind vor allem die Valenzelektronen wichtig. Das sind die Elektronen in der äußersten besetzten Schale.

Die Stellung eines Hauptgruppenelements im Periodensystem liefert Hinweise auf die Zahl seiner Valenzelektronen. Natrium besitzt beispielsweise ein Valenzelektron, Chlor besitzt sieben.

Viele Atome erreichen durch eine Bindung einen energieärmeren und damit stabileren Zustand. Die im Unterricht häufig verwendete Oktettregel beschreibt als Modell, dass viele Hauptgruppenatome eine Außenschale mit acht Elektronen anstreben. Für Wasserstoff und Helium gilt eine stabile Besetzung mit zwei Elektronen. Die Oktettregel ist eine nützliche Faustregel, besitzt aber Ausnahmen.

Warum entstehen Bindungen?

Eine Bindung entsteht, wenn der gebundene Zustand energetisch günstiger ist als der Zustand getrennter Teilchen. Dabei wirken vor allem elektrische Anziehungen und Abstoßungen zwischen Kernen und Elektronen.

Zwei wichtige Größen sind:

1. Bindungslänge: Abstand zwischen gebundenen Atomkernen.
2. Bindungsenergie: Energie, die zum Trennen einer Bindung benötigt wird.

Stärkere Bindungen besitzen meist eine größere Bindungsenergie. Chemische Bindungen sind keine starren Stäbe, sondern Modelle für Wechselwirkungen zwischen Teilchen.

Bindungsarten im Überblick

Bindungsart	Typische Partner	Verhalten der Valenzelektronen	Typischer Aufbau	Beispiel
Ionenbindung	Metall und Nichtmetall	Elektronenübertragung	Ionengitter	Natriumchlorid
Atombindung	Nichtmetall und Nichtmetall	Gemeinsame Elektronenpaare	Moleküle oder Atomgitter	Wasser oder Diamant
Metallbindung	Metallatome	Delokalisierte, bewegliche Elektronen	Metallgitter	Kupfer

Die drei Bindungsarten sind Modelle. Reale Bindungen können Übergänge und Mischformen besitzen.

Ionenbindung

Bildung von Ionen

Bei einer Ionenbindung werden zunächst Elektronen übertragen. Ein Metallatom gibt ein oder mehrere Valenzelektronen ab und wird zu einem positiv geladenen Kation. Ein Nichtmetallatom nimmt Elektronen auf und wird zu einem negativ geladenen Anion.

Am Beispiel von Natrium und Chlor:

$\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{\to }\mathrm{N}{\mathrm{a}}^{\mathrm{+}}\mathrm{+}{\mathrm{e}}^{\mathrm{-}}$

$\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{+}{\mathrm{e}}^{\mathrm{-}}\mathrm{\to }\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{\mathrm{-}}$

Anschließend ziehen sich die entgegengesetzt geladenen Ionen elektrostatisch an. Es entsteht Natriumchlorid:

$\mathrm{N}{\mathrm{a}}^{\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{\mathrm{-}}\mathrm{\to }\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{l}$

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Ionengitter und Verhältnisformel

Ionenverbindungen bestehen normalerweise nicht aus einzelnen Molekülen. Ihre Ionen bilden ein regelmäßiges, räumliches Ionengitter. Jedes Ion ist von mehreren entgegengesetzt geladenen Ionen umgeben.

Die Formel NaCl ist deshalb eine Verhältnisformel. Sie zeigt, dass Natrium- und Chloridionen im Verhältnis eins zu eins vorkommen.

Bei Magnesiumchlorid lautet die Verhältnisformel MgCl₂. Ein Mg²⁺-Ion benötigt zwei Cl⁻-Ionen, damit die Verbindung insgesamt elektrisch neutral ist.

Eigenschaften von Salzen

Aus dem Ionengitter lassen sich typische Eigenschaften erklären:

1. Schmelztemperatur: Viele Salze besitzen hohe Schmelztemperaturen, weil starke Anziehungskräfte im Gitter überwunden werden müssen.
2. Sprödigkeit: Werden Gitterebenen verschoben, können gleich geladene Ionen nebeneinander geraten. Sie stoßen sich ab und der Kristall bricht.
3. Elektrische Leitfähigkeit: Im festen Salz sind die Ionen kaum beweglich. In einer Schmelze oder wässrigen Lösung können sich Ionen bewegen und elektrische Ladung transportieren.
4. Löslichkeit: Viele Salze lösen sich gut in Wasser, doch dies gilt nicht für alle Ionenverbindungen.

Mathematische Vertiefung: Coulomb-Kraft

Die elektrische Kraft zwischen zwei geladenen Teilchen lässt sich vereinfacht mit dem Coulomb-Gesetz beschreiben:

$F=k\cdot \frac{|q_1\cdot q_2|}{r^2}$

Dabei sind $q_1$ und $q_2$ die Ladungen, $r$ ihr Abstand und $k$ eine Konstante. Größere Ladungen verstärken die Anziehung. Ein größerer Abstand schwächt sie.

Atombindung

Gemeinsame Elektronenpaare

Die Atombindung, auch kovalente Bindung oder Elektronenpaarbindung genannt, tritt vor allem zwischen Nichtmetallatomen auf. Zwei Atome stellen gemeinsam ein oder mehrere Elektronenpaare bereit.

Ein gemeinsames Elektronenpaar bildet eine Einfachbindung. Zwei gemeinsame Elektronenpaare bilden eine Doppelbindung, drei gemeinsame Elektronenpaare eine Dreifachbindung.

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Lewis-Schreibweise

In der Lewis-Schreibweise werden Valenzelektronen als Punkte oder Striche dargestellt. Ein Bindungsstrich steht für ein gemeinsames Elektronenpaar.

Beispiele:

$\mathrm{H}\mathrm{-}\mathrm{H}$

$\mathrm{O}\mathrm{=}\mathrm{O}$

$\mathrm{N}\mathrm{\equiv }\mathrm{N}$

Nichtbindende Elektronenpaare gehören nur zu einem Atom. Sie beeinflussen häufig die räumliche Form eines Moleküls.

Moleküle und Atomgitter

Kovalente Bindungen können zu unterschiedlichen Stoffstrukturen führen:

1. Molekül: Eine begrenzte Zahl von Atomen bildet ein einzelnes Teilchen, beispielsweise H₂O oder CO₂.
2. Atomgitter: Sehr viele Atome sind durch kovalente Bindungen zu einem Netzwerk verbunden, beispielsweise im Diamant.

Kleine Moleküle besitzen häufig niedrige Schmelz- und Siedetemperaturen. Beim Schmelzen werden normalerweise nicht die kovalenten Bindungen innerhalb der Moleküle getrennt, sondern schwächere Kräfte zwischen den Molekülen überwunden.

Atomgitter können dagegen sehr hart sein und sehr hohe Schmelztemperaturen besitzen.

Polare und unpolare Atombindung

Die Elektronegativität beschreibt, wie stark ein Atom die Bindungselektronen anzieht. Die Elektronegativitätsdifferenz wird berechnet mit:

$\Delta EN=|E{N}_A-E{N}_B|$

Ziehen beide Atome ähnlich stark an den Bindungselektronen, ist die Bindung weitgehend unpolar. Zieht ein Atom deutlich stärker, entsteht eine polare Atombindung. Das stärker anziehende Atom erhält eine negative Teilladung ${\delta }^{-}$, das andere eine positive Teilladung ${\delta }^{+}$.

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Ein Molekül ist nur dann ein Dipol, wenn es polare Bindungen besitzt und die räumliche Anordnung der Teilladungen zu einem positiven und einem negativen Ladungsschwerpunkt führt. Wasser ist ein Dipolmolekül. Kohlenstoffdioxid besitzt zwar polare Bindungen, ist wegen seiner linearen und symmetrischen Form insgesamt kein Dipol.

Metallbindung

Elektronengasmodell

In einem Metallgitter geben die Metallatome ihre Valenzelektronen nicht vollständig an bestimmte andere Atome ab. Die Elektronen sind vielmehr über den gesamten Festkörper verteilt und beweglich. Man bezeichnet sie als delokalisierte Elektronen.

Zurück bleiben positiv geladene Atomrümpfe. Die Anziehung zwischen den Atomrümpfen und dem negativ geladenen Elektronengas hält das Metall zusammen.

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Eigenschaften von Metallen

Das Elektronengasmodell erklärt wichtige Metalleigenschaften:

1. Elektrische Leitfähigkeit: Bewegliche Elektronen transportieren elektrische Ladung.
2. Wärmeleitfähigkeit: Elektronen und Gitterschwingungen übertragen Energie.
3. Verformbarkeit: Gitterebenen können gegeneinander verschoben werden, ohne dass die Bindung sofort vollständig zusammenbricht.
4. Metallischer Glanz: Freie Elektronen wechselwirken mit einfallendem Licht.

Metalle unterscheiden sich dennoch deutlich. Härte, Schmelztemperatur und Leitfähigkeit hängen vom jeweiligen Metall und seinem Gitter ab.

Struktur und Stoffeigenschaften

Die Stoffeigenschaften lassen sich besser verstehen, wenn Du zwischen Bindungsart, Teilchenart und räumlicher Struktur unterscheidest.

Stoff	Teilchen und Struktur	Wichtige Bindung oder Kraft	Typische Eigenschaft
Natriumchlorid	Na+- und Cl−-Ionen im Ionengitter	Ionenbindung	Spröde, hohe Schmelztemperatur
Wasser	Einzelne H2O-Moleküle	Polare Atombindungen im Molekül, Wasserstoffbrücken zwischen Molekülen	Bei Raumtemperatur flüssig
Diamant	Kohlenstoffatome im dreidimensionalen Atomgitter	Starke Atombindungen	Sehr hart
Graphit	Kohlenstoffatome in Schichten	Starke Atombindungen in den Schichten, schwächere Kräfte zwischen den Schichten	Weich und elektrisch leitfähig
Kupfer	Atomrümpfe und delokalisierte Elektronen im Metallgitter	Metallbindung	Gut leitfähig und verformbar

Diamant und Graphit bestehen beide aus Kohlenstoff. Ihre unterschiedlichen Eigenschaften entstehen nicht durch unterschiedliche Atomsorten, sondern durch unterschiedliche Anordnungen und Bindungsverhältnisse.

Zwischenmolekulare Kräfte

Zwischenmolekulare Kräfte wirken zwischen Molekülen. Sie sind von den starken Bindungen innerhalb eines Moleküls zu unterscheiden.

Wichtige Beispiele sind:

1. Van-der-Waals-Kräfte: Anziehungen durch kurzzeitige oder dauerhafte Ladungsverteilungen.
2. Dipol-Dipol-Wechselwirkung: Anziehung zwischen permanenten Dipolmolekülen.
3. Wasserstoffbrückenbindung: Besonders starke zwischenmolekulare Anziehung, wenn Wasserstoff an stark elektronegative Atome wie Sauerstoff, Stickstoff oder Fluor gebunden ist.

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Zwischenmolekulare Kräfte beeinflussen unter anderem Siede- und Schmelztemperaturen, Löslichkeit, Oberflächenspannung und Aggregatzustand.

Modelle und Grenzen

Bindungsmodelle helfen, Beobachtungen zu erklären. Sie bilden die Wirklichkeit aber vereinfacht ab.

1. Die Oktettregel gilt nicht ausnahmslos.
2. Eine reale Bindung ist nicht immer rein ionisch oder rein kovalent.
3. Das Elektronengasmodell erklärt viele Metalleigenschaften, während das Bändermodell eine genauere Beschreibung ermöglicht.
4. Eine hohe Elektronegativitätsdifferenz ist ein Hinweis auf einen starken ionischen Anteil, aber keine harte Grenze zwischen zwei völlig getrennten Bindungsarten.
5. Stoffeigenschaften hängen nicht nur von der Bindungsart, sondern auch von Struktur, Teilchengröße und räumlicher Anordnung ab.

Zusammenfassung

1. Chemische Bindungen führen häufig zu einem energieärmeren Zustand.
2. Ionenbindungen beruhen auf der Anziehung entgegengesetzt geladener Ionen.
3. Atombindungen entstehen durch gemeinsame Elektronenpaare.
4. Metallbindungen werden durch delokalisierte Elektronen und positive Atomrümpfe beschrieben.
5. Struktur und Bindung bestimmen gemeinsam die Eigenschaften eines Stoffes.
6. Zwischenmolekulare Kräfte wirken zwischen Molekülen und sind von Bindungen innerhalb eines Moleküls zu unterscheiden.

Interaktive Aufgaben

Quiz: Teste Dein Wissen

Welche Elektronen sind für chemische Bindungen besonders wichtig? (Valenzelektronen) (!Kernelektronen) (!Neutronen) (!Protonen)

Was geschieht bei der Bildung einer Ionenbindung zuerst? (Elektronen werden übertragen) (!Atomkerne werden geteilt) (!Neutronen werden ausgetauscht) (!Moleküle verdampfen)

Warum leitet festes Natriumchlorid elektrischen Strom kaum? (Die Ionen sind im Gitter kaum beweglich) (!Es enthält keine geladenen Teilchen) (!Die Elektronen sind vollständig verschwunden) (!Der Kristall besteht nur aus Molekülen)

Wodurch entsteht eine Atombindung? (Durch gemeinsame Elektronenpaare) (!Durch gemeinsame Atomkerne) (!Durch freie Protonen) (!Durch den Austausch von Neutronen)

Wie viele gemeinsame Elektronenpaare besitzt eine Doppelbindung? (Zwei) (!Eins) (!Drei) (!Vier)

Welche Teilchen bewegen sich im Elektronengasmodell durch das Metallgitter? (Delokalisierte Elektronen) (!Protonen) (!Neutronen) (!Atomkerne)

Welche Größe beschreibt die Anziehung eines Atoms auf Bindungselektronen? (Elektronegativität) (!Dichte) (!Atommasse) (!Schmelzwärme)

Warum ist Diamant sehr hart? (Er besitzt ein dreidimensionales Atomgitter mit starken Bindungen) (!Er besteht aus frei beweglichen Ionen) (!Er enthält flüssige Elektronen) (!Er besitzt nur schwache Kräfte im Inneren)

Welche Bindungsart liegt in elementarem Kupfer vor? (Metallbindung) (!Ionenbindung) (!Wasserstoffbrückenbindung) (!Reine Dipolbindung)

Wo wirken Wasserstoffbrücken bei flüssigem Wasser hauptsächlich? (Zwischen Wassermolekülen) (!Zwischen Protonen im Atomkern) (!Zwischen Natrium- und Chloridionen) (!Innerhalb eines Elektrons)

Memory

Ionenbindung	Elektronenübertragung
Atombindung	Gemeinsames Elektronenpaar
Metallbindung	Delokalisierte Elektronen
Natriumchlorid	Ionengitter
Diamant	Dreidimensionales Atomgitter
Graphit	Schichtstruktur
Elektronegativität	Anziehung der Bindungselektronen
Wasserstoffbrücke	Zwischenmolekulare Anziehung

Drag and Drop

Ordne die richtigen Begriffe zu.	Thema
Elektronenübertragung	Ionenbindung
Gemeinsames Elektronenpaar	Atombindung
Elektronengas	Metallbindung
Ionengitter	Natriumchlorid
Atomgitter	Diamant

...

Kreuzworträtsel

Valenzelektronen	Wie heißen die Elektronen der äußersten besetzten Schale?
Ionengitter	Wie heißt die regelmäßige Anordnung von Kationen und Anionen?
Elektronenpaar	Was teilen sich zwei Atome bei einer Einfachbindung?
Elektronengas	Welches Modell beschreibt die beweglichen Elektronen in Metallen?
Elektronegativität	Welche Größe beschreibt die Anziehung auf Bindungselektronen?
Wasserstoffbrücke	Welche starke zwischenmolekulare Anziehung tritt häufig bei Wasser auf?

Lückentext

Vervollständige den Text.

Die Elektronen der äußersten besetzten Schale heißen . Bei der Ionenbindung werden Elektronen . Positiv geladene Ionen heißen . Negativ geladene Ionen heißen . In einer Atombindung teilen Atome ein oder mehrere . Bewegliche Elektronen in einem Metall werden als bezeichnet. Die Stärke der Anziehung auf Bindungselektronen beschreibt die . Ein regelmäßiger Aufbau aus Ionen heißt . Diamant besitzt ein dreidimensionales . Wasserstoffbrücken wirken vor allem zwischen geeigneten .

Offene Aufgaben

Leicht

1. Bindungsarten-Plakat: Gestalte ein übersichtliches Plakat mit Ionenbindung, Atombindung und Metallbindung. Nutze für jede Bindungsart ein Beispiel und ein Teilchenmodell.
2. Lewis-Formeln zeichnen: Zeichne die Lewis-Formeln von H₂, Cl₂, H₂O und CO₂. Markiere bindende und nichtbindende Elektronenpaare.
3. Stoffe im Alltag: Fotografiere fünf Stoffe aus Deinem Alltag und ordne ihnen eine wahrscheinliche Bindungsart zu. Begründe jede Zuordnung.
4. Begriffe erklären: Erstelle kurze Erklärkarten zu Valenzelektron, Kation, Anion, Elektronenpaar und Elektronegativität.

Standard

1. Modellbau chemischer Bindungen: Baue Modelle eines Ionengitters, eines Wassermoleküls und eines Metallgitters. Nutze unterschiedliche Materialien für Ionen, Atomrümpfe und Elektronen.
2. Leitfähigkeitsvergleich: Plane einen sicheren Versuch zum Vergleich der Leitfähigkeit von festem Kochsalz, Kochsalzlösung, Zucker und einem Metall. Formuliere Hypothesen und begründe sie.
3. Diamant und Graphit: Erstelle eine Vergleichstabelle, die Struktur, Bindungen, Härte und Leitfähigkeit beider Kohlenstoffmodifikationen miteinander verknüpft.
4. Erklärvideo Bindungsarten: Produziere ein zwei- bis dreiminütiges Erklärvideo, in dem Du die drei Bindungsarten mit selbst gezeichneten Teilchenmodellen erklärst.

Schwer

1. Unbekannte Stoffe bestimmen: Entwickle einen Entscheidungsbaum, mit dem sich aus Schmelzverhalten, Leitfähigkeit, Löslichkeit und Verformbarkeit auf die Stoffstruktur schließen lässt.
2. Elektronegativität untersuchen: Wähle sechs Bindungen aus verschiedenen Molekülen, berechne jeweils die Elektronegativitätsdifferenz und diskutiere, wie aussagekräftig der Wert für die Bindungspolarität ist.
3. Bindungsmodelle bewerten: Vergleiche Elektronengasmodell und Bändermodell. Erkläre, welche Beobachtungen beide Modelle beschreiben und wo das einfachere Modell Grenzen besitzt.
4. Forschungsprojekt Werkstoffe: Untersuche einen Werkstoff wie Stahl, Keramik, Glas oder Kunststoff. Stelle dar, wie Bindungen und Struktur seine Verwendung bestimmen.

Lernkontrolle

1. Struktur-Eigenschafts-Beziehung: Erkläre, warum Natriumchlorid im festen Zustand nicht leitet, seine Schmelze aber elektrischen Strom leitet. Nutze ein Teilchenmodell.
2. Modellvergleich: Vergleiche Ionenbindung und Atombindung hinsichtlich Elektronenverhalten, Teilchenart und räumlicher Struktur.
3. Transfer auf Werkstoffe: Ein Stoff ist verformbar, glänzend und gut leitfähig. Leite aus diesen Beobachtungen ein passendes Bindungsmodell ab und begründe Deine Entscheidung.
4. Fehleranalyse: Beurteile die Aussage „Alle Stoffe mit Atombindungen haben niedrige Schmelztemperaturen“. Nutze mindestens zwei Gegenbeispiele oder Einschränkungen.
5. Molekülpolarität: Erkläre, warum Wasser ein Dipol ist, Kohlenstoffdioxid jedoch nicht. Beziehe Bindungspolarität und Molekülgeometrie ein.
6. Kohlenstoffmodifikationen: Begründe, warum Diamant und Graphit trotz gleicher Atomsorte so unterschiedliche Eigenschaften besitzen.

Lernnachweis

Für einen Lernnachweis zu chemischen Bindungen solltest Du:

1. die Begriffe Valenzelektron, Kation, Anion, Elektronegativität und delokalisiertes Elektron korrekt verwenden,
2. die Bildung einer Ionenbindung mit Elektronenübertragung erklären,
3. eine einfache Verhältnisformel aus Ionenladungen ableiten,
4. Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen in Lewis-Schreibweise darstellen,
5. polare und unpolare Bindungen unterscheiden,
6. die Metallbindung mit dem Elektronengasmodell erklären,
7. Stoffeigenschaften aus Bindungsart und Struktur ableiten,
8. Bindungen innerhalb von Teilchen von zwischenmolekularen Kräften unterscheiden,
9. Grenzen einfacher Bindungsmodelle benennen,
10. Beobachtungen mithilfe geeigneter Teilchenmodelle begründet deuten.

Verknüpfte Lernbereiche

Chemische Bindungen Atombau Valenzelektron Periodensystem der Elemente Oktettregel Ionenbindung Atombindung Metallbindung Elektronegativität Lewis-Schreibweise Molekül Kristallgitter Zwischenmolekulare Kräfte Stoffeigenschaft