Der Übergang Atombindung – Ionenbindung

Die Schienen sind weg. Muss ich selber laufen ?

Ja. Das Selberdenken hat Vorteile und Nachteile, wie das Selbstlaufen.

Es ist anstrengend. Dieses Kapitel ist eines der anspruchsvollsten auf meinen Seiten. Nicht nur, dass man mit dem linearen Denken, mit nur einer Ursache und einer Wirkung, nicht allzu weit kommt. Mehr noch, auch auf eine klare Frage gibt es nicht immer eine klare Antwort, und nicht immer eine einzige, sondern manchmal sogar zwei oder noch mehr, und wenn man Pech hat, gar keine, denn alles ist vernetzt.

Aber Sie können es wirklich verstehen. Sie können den Zustand des Halbwissens überwinden, in dem man Halbverstandenes möglichst wortgetreu wiedergibt, um nicht aufzufallen. Sie werden Argumente kennenlernen, die Sie selbst prüfen und nachvollziehen können, und mit denen Sie sich selbst eine eigene Meinung zu den Dingen bilden können.

Der Prozess des Verstehens

Ich habe ihn in 4 Stufen aufgeteilt. Zuerst werden wir uns noch einmal ansehen, was wir schon über Atombindung und Ionenbindung wissen. Danach geht es um die Ursachen, die zu einem Übergang zwischen den beiden Bindungsarten führen.

Im dritten Schritt stellen wir die Frage (und beantworten sie), woran man erkennt, welche Bindungsart in einem konkreten Stoff vorliegt. Kann man das messen ? Kann man es beobachten ? Oder leitet man es theoretisch her ? Und welchen der 3 Wege wollen wir gehen ? Welcher bringt uns das beste Verständnis und die meiste Erkenntnis ? Ist einer davon „besser” als die anderen beiden ?

Im vierten Schritt schließlich kommt die wichtigste Frage aufs Tablett : Was können wir damit erklären ? Ist das Wissen um die Übergänge zwischen den Bindungsarten eine rein akademische Spielerei, oder kann man damit etwas Praktisches anfangen ? Vielleicht sehen Sie schon, dass der dritte und vierte Schritt sich gegenseitig bedingen.

Im einzelnen geht auf dieser und den folgenden Seiten um die Fragen :

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Schritt 1 : Was wissen wir schon ?

Zu den Voraussetzungen, auf denen diese Seite aufbaut, gehört ein einfaches Verständnis der Atombindung und der Atombindung. Das heißt, Sie sollten wissen, was man unter diesen Begriffen versteht, und Sie sollten Eigenschaften der beiden Bindungsarten kennen. Einiges habe ich darüber schon geschrieben.

Ein Dauerbrenner, an den wir uns immer erinnern sollten, ist natürlich, dass Atom– und Ionenbidung Modelle vom Aufbau der Materie sind.

Und es ist auch schon gesagt worden, dass es Bindungen gibt, die weder Atom– noch Ionenbindung sind, sondern „irgendwo dazwischen” liegen. Solche Bindungen heißen polare Bindungen, und es bestehen Zusammenhänge zwischen den Eigenschaften eines Stoffes und unserem Bild von seiner Bindung. Die polare Bindung habe ich bis jetzt nur kurz beschrieben, aber nichts davon begründet. Das heißt, wir wissen, dass in einem bestimmten Stoff (zum Beispiel Aluminiumchlorid) eine polare Bindung vorliegt, aber nicht warum.

Das will ich nun nachholen.

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Schritt 1,9 : Theorie und Praxis

Erste Quelle der Erkenntnis ist in den Naturwissenschaften die Beobachtung. Bevor man also darangeht, aus Modellen und Theorien etwas abzuleiten, sollte man sich fragen, ob es Beobachtungen gibt, die eine Erklärung erfordern.

Ja, die gibt es. Stoffe mit einer Ionenbindung haben einen hohen Schmelzpunkt (oft weit über 500 °C), solche mit einer Atombindung meist einen niedrigen. Und natürlich gibt es Stoffe mit einem „mittelhohen” Schmelzpunkt. Klar ist, dass der Schmelzpunkt von vielen Faktoren abhängt, aber die Frage, ob Stoffe mit einem mittleren Schmelzpunkt auch in ihrer Bindungsart irgendwie zwischen Atom– und Ionenbindung liegen, steht im Raum und wartet auf Antwort.

Längst nicht alle, aber einige Stoffe mit Ionenbindung lösen sich gut in Wasser. Die, die es tun, reagieren nicht mit Wasser (sondern bilden nur mit einer Hydrathülle umgebene Ionen), und es entsteht eine neutrale Lösung. Viele Stoffe mit einer Atombindung reagieren mit Wasser. Aber auch einige Stoffe, die wie Salze aussehen und denen man gern Salzcharakter zuschreibt, reagieren mit Wasser. Oft ist die entstandene Lösung sauer oder basisch. Natürlich hängt auch die Löslichkeit von vielen Faktoren ab, und so steht die Frage, ob die Bindungsart zu diesen Faktoren gehört, im Raum und will beantwortet werden.

Wir können also anfangen, nach den Ursachen des Übergangs Ionenbindung – Atombindung zu suchen.

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Schritt 2 : Wie entsteht diese neue Bindung ?

Alle Argumentationen in diesem Abschnitt gehen von Modellen aus, die wir uns vom Aufbau der Materie gemacht haben. Diese Modelle blenden bewusst und gezielt Teile der Wirklichkeit aus. Das ist ihre Stärke, aber wenn wir jetzt Pech haben, haben wir eine Schwäche der Modelle erwischt. Wir müssen also aufpassen, ob das, was wir mit einem Modell tun, was wir aus ihm folgern und wie wir es folgern, noch sinnvoll ist.

Von der Atombindung zur polaren Bindung

Die Ausgangslage : Zwischen dem Phosphoratom und dem Chloratom ist ein Elektronenpaar. Da das Chloratom kleiner als das Phosphoratom ist, befindet sich das Elektronenpaar näher am Chloratom.

Eines der 3 p–Orbitale des Chloratoms ist genau zwischen dem Elektronenpaar und dem Kern des Chloratoms (im Bild rot). Es schirmt die Kernladung gut vom Elektronenpaar ab. Zwischen den beiden wirkt also eine geringere Anziehungskraft.

Die anderen beiden p–Orbitale liegen seitlich der Verbindungslinie vom Elektronenpaar zum Chlor (orange und gelbbraun). Sie schirmen die Kernladung so gut wie gar nicht vom Elektronenpaar ab. Sie verringern die Anziehungskraft zwischen den beiden überhaupt nicht. Die effektive Kernladung wird fast um 2 größer.

Der Endzustand : Das Chloratom liegt näher am Elektronenpaar als das Phosphoratom, und es hat eine größere effektive Kernladung. Beide Eigenschaften bewirken, dass die Bindung, die aus dem Elektronenpaar entstanden ist, zum Chlor hin gezogen wird, d.h. zum Chlor hin polarisiert ist.

Um die Bindung im PCl3–Molekül zu verstehen, machen wir ein Gedankenexperiment. Einem Phosphoratom nehmen wir ein Elektron weg und erhalten ein P+–Ion. Genauso nehmen wir einem der Chloratome ein Elektron weg und erhalten ein Cl+–Ion. Die beiden Ionen (oft nennt man sie auch Atomrümpfe) platzieren wir in einem Abstand von 203 pm, denn das ist der Abstand zwischen dem Phosphorteilchen und dem Chlorteilchen im PCl3–Molekül.

Dann legen wir die beiden weggenommenen Elektronen zwischen die beiden Teilchen, nicht genau in die Mitte, sondern an die Stelle, wo sie sich berühren. Der Abstand zum Phosphorteilchen beträgt etwa 107 pm, der zum Chlorteilchen 96 pm. Was nun passieren wird, weiß jeder. Positive und negative Ladungen ziehen sich an. Die Anziehungskraft ist umgekehrt proportional zum Quadrat des Abstands. Das Chlorteilchen wird die Elektronen also deutlich stärker (etwa um den Faktor 1,24) anziehen.

Die Anziehungskraft zwischen den beiden Teilchen ist aber auch proportional ihrer Ladung. Im ersten Moment könnte man meinen, sowohl das P+–Ion als auch das Cl+–Ion haben die Ladung 1, bewirken also die gleiche Anziehungskraft. Jedoch befinden sich die Orbitale einiger Elektronen mehr zwischen den Bindungselektronen und einem der Ionen, andere weniger. Erstere schirmen die Ladung des Atomkerns von den Bindungselektronen gut ab, letztere viel weniger. Man kann auch sagen, die Bindungselektronen sehen die erste Sorte von Orbitalen viel mehr als die andere. Die mittlere Abbildung links verdeutlicht das.

Um diese Abschirmung zu berücksichtigen, benutzt man die effektive Kernladung. Daa Phosphorteilchen hat hier eine effektive Kernladung von 4,886, das Chlorteilchen eine von 6,116. Auch in dieser Disziplin gewinnt Chlor. Chlor wird die Bindungselektronen deutlich stärker als Phosphor anziehen, es liegt eine polare Bindung vor. Die Bindung ist keine reine Atombindung mehr, sie hat einen, wenn auch geringen, ionischen Anteil.

Das, was wir hier aus dem Modell der Atombindung gefolgert haben, steht in Übereinstimmung mit den Beobachtungen in der Realität. Wir können also mit dem Orbitalmodell der Atombindung und einfachen physikalischen Gesetzen die polare Bindung erklären, zumindest halbquantitativ, d.h. größenordnungsmäßig.

 

Atombindungen haben in der Regel einen ionischen Anteil. Man kann die so entstandene polare Bindung aus der Atombindung erklären.

Ich habe in diesem Abschnitt, ohne es bis jetzt explizit auszusprechen, den Begriff der Elektronegativität nach Allred und Rochow (also nicht den bekannteren nach Pauling) erst begründet und dann benutzt. Für die Abstände habe ich die Kovalenzradien der beteiligten Atome benutzt und an die Bindungslänge angepasst. Zahlenwerte für Kovalenzradien und die effektive Kernladung finden Sie zum Beispiel im Huheey (Lit. L–12), Seite 44 und 335. Eine weitergehende Begründung der Theorie von Allred und Rochow finden Sie auch dort, S. 223. Wenn Sie wollen, rechnen Sie es doch auch für andere Beispiele nach. Sicher stellen Sie fest, dass der ionische Anteil der Bindung mal größer, mal kleiner ist

Von der Ionenbindung zur polaren Bindung

Im vorigen Abschnitt sind wir von der Atombindung ausgegangen und haben, indem wir die vorhandenen Ladungen und deren Interaktion berücksichtigt haben, gezeigt, dass „Atombindungen” zwischen verschiedenen Atomen in der Regel einen ionischen Anteil haben. In diesem Abschnitt machen wir das Umgekehrte. Wir gehen von der Ionenbindung aus, berücksichtigen die Ladungen und deren gegenseitige Beeinflussung, und werden zeigen, dass jede Ionenbindung einen mehr oder weniger großen kovalenten Anteil hat.

Die Ausgangslage : Ein positiv geladenes Natriumion und ein negativ geladenes Chlorion liegen nebeneinander. Wir stellen uns für einen Moment vor, beide wären harte, unverformbare Kugeln.

Das Natriumion zieht die Elektronen des Chlorions stärker an, wenn sie nahe bei ihm sind. Das Chlorion verformt sich. Seine Ladungsverteilung wird unsymmetrisch. Es wird polarisiert.

In der halbtransparenten Darstellung sehen Sie, dass sich das Natriumion und das Chlorion (genau : die Orbitale der Außenelektronen) überschneiden.

Der Endzustand : In dem Teil, der dem Natriumion gehört (die linken 116 pm) sind neben der positiven Ladung des Natriumions auch zeitweise Elektronen des Chlorions zu finden. Es liegt nur noch eine positive Teilladung vor. Als Konsequenz fehlt in dem Teil, der dem Chlorion gehört (die rechten 167 pm) ein wenig Ladung. Hier ist nur noch eine negative Teilladung. Die anfangs angenommene Ionenbindung hat doch ein wenig Atombindungsanteil.

Ich betrachte das klassische Beispiel NaCl. In der Schule lernt man, dass es aus Na+–Ionen und Cl–Ionen besteht. Das Natriumion hat eine Größe von 116 pm, das Chlorion eine von 167 pm. Wir platzieren sie also in einem Abstand von 283 pm, und das ist auch ihr Abstand im NaCl–Kristall.

Die beiden Ionen beeinflussen sich gegenseitig. Es wirken Coulomb–Kräfte zwischen den beiden, und sie ziehen sich an. Das ist aber nur die halbe Wahrheit. Die äußeren Elektronen des Chlorions befinden sich (im zeitlichen Mittel fast immer) in einer Kugelschale mit dem Durchmesser 334 pm. Manchmal sind sie also fast 450 pm vom Kern des Natriumions entfernt, und manchmal nur gut 116 pm. Da die Anziehungskraft umgekehrt proportional dem Quadrat des Abstands ist, werden sie im ersten Fall vom Natriumion nur schwach angezogen, im zweiten viel stärker. Durch diese stärkere Anziehungskraft werden sie, wenn sie sich nahe dem Natriumion aufhalten, noch stärker zu ihm hingezogen. Die Elektronenhülle des Chlorions ist nicht mehr exakt kugelförmig, sondern in Richtung des Natriumions ausgebeult. Der Ladungsschwerpunkt der Elektronen des Chlorions liegt nicht mehr in seinem Kern, sondern ein wenig in Richtung des Natriumions. Es ist zum Dipol geworden. Man sagt, es wurde polarisiert. Die Konsequenz dieser Polarisierung ist, dass sich die Elektronenhüllen des Natriumions und des Chlorions überschneiden. Das Natriumion liegt, zumindest teilweise, im Innern der Elektronenhülle des Chlorions. Das Natrium„ion” hat keine ganze positive Ladung mehr, sondern (im zeitlichen Mittel) nur noch eine Teilladung, ebenso wie das Chlor„ion”. 2 Elektronen, von denen wir eben noch dachten, sie gehörten ganz dem Chlorion (d.h. ihr Orbital ist ein Atomorbital des Chlors), halten sich doch zeitweise in der Nähe des Natriumions auf. Ihr Orbital hat also ein wenig den Charakter eines Molekülorbitals. Es hat sich eine, wenn auch nur teilweise, Atombindung ausgebildet.

Die Bindung zwischen Natrium und Chlor ist keine reine Ionenbindung mehr, sie hat einen, wenn auch geringen, kovalenten Anteil.

Das, was wir hier aus dem Modell der Ionenbindung gefolgert haben, steht in Übereinstimmung mit den Beobachtungen in der Realität. Wir können also mit dem Modell der Ionenbindung und einfachen physikalischen Gesetzen die polare Bindung erklären, zumindest halbquantitativ, d.h. größenordnungsmäßig.

 

Ionenbindungen haben immer einen kovalenten Anteil. Man kann die so entstandene polare Bindung aus der Ionenbindung erklären.

Die Fajans–Regeln

Ich habe in diesem Abschnitt, ohne es explizit auszusprechen, die Fajans–Regeln benutzt. Sie wurden von Kasimir Fajans 1923 aufgestellt. Man kann mit ihnen nicht nur begründen, dass jede Ionenbindung einen kovalenten Anteil hat, sondern auch abschätzen, wie groß dieser Anteil ist. Da die Fajans–Regeln schön übersichtlich sind und qualitativ erfolgreich, führe ich sie genauer aus.

Das Beispiel NaCl, mit den Fajans–Regeln betrachtet. Sowohl das Natriumion als auch das Chlorion haben eine einfache Ladung. Diese geringe Ladung hat nur geringe Polarisierung zur Folge.
Das Natriumion ist nicht allzu klein, eher mittelgroß. Auch das Chlorion ist nicht allzu groß, da gibt es viel größere Ionen. Diese ziemlich durchschnittliche Ionengröße bewirkt ebenfalls keine große Polarisierung.
Insgesamt tritt nur schwache Polarisierung auf, die Bindung im NaCl ist eine fast reine Ionenbindung mit nur einem kleinen kovalenten Anteil. Es ist völlig in Ordnung, sie als Ionenbindung zu beschreiben.

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Schritt 2,9 : Der Weg der Erkenntnis

Wie nicht anders zu erwarten, ist dieser Abschnitt die konsequente Fortsetzung des Abschnitts 1,9. Dort habe ich die Frage, wie man in den Naturwissenschaften Erkenntnisse gewinnt, schon kurz angeschnitten. Mit unserer Begründung der polaren Bindung aus den vorigen Abschnitten können wir nun weiter argumentieren.

Die primäre Quelle der Erkenntnis ist in den Naturwissenschaften die Beobachtung. Hat man sehr viele Beobachtungen, kann man sie systematisch ordnen, und man kann versuchen, aus den beobachteten Erscheinungen ein allgemeines, zugrundeliegendes Prinzip, eine Regel zu erkennen. Eine solche Regel nennt man Naturgesetz oder physikalisches Gesetz.

Die sekundäre Quelle der Erkenntnis sind Folgerungen aus den physikalischen Gesetzen. Natürlich muss ein solches Gesetz die Beobachtungen erklären können, die ihm zugrunde liegen. Und wenn es nicht nur Zeitvertreib gelangweilter Wissenschaftler sein soll, muss es auch Vorhersagen ermöglichen. Auf Fragen der Art „Was wird passieren, wenn ich das Experiment X mache ?” muss es eine Antwort geben. Und wenn ich dann Experiment X mache, müssen natürlich Beobachtung und Vorhersage übereinstimmen. Die physikalischen Gesetze, die wir bis hierher benutzt haben, sind neben der elektrostatischen Anziehung („plus und minus ziehen sich an”) die Atomhypothese, das Bohrsche und das Orbitalmodell des Atoms und die Bindungsmodelle. Daraus haben wir ein Modell der polaren Bindung gebaut. Prüfen wir es an der Wirklichkeit.

Schritt 3 und 4 : Die Bindungsart eines Stoffes, wie man sie erkennt und was man damit anfangen kann

Es geht um das Wechselspiel zwischen Theorie und Praxis. Es geht darum, wie man aus Beobachtungen zu einem Modell gelangt, und wie man mit diesem Modell weitere Beobachtungen vorhersagen und erklären kann, oder auch nicht.

Da diese Seite schon lang genug ist, habe ich den Rest von Schritt 3 und 4 und damit auch die Anwendungen des Konzepts der polaren Bindung auf die nächsten Seiten ausgelagert.

 

 

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