Bindungen in Festkörpern

Auf der Seite über den festen Zustand wird die Anordnung der kleinsten Teilchen im Festkörper beschrieben. Eine Frage ist dort aber offen geblieben. Warum bleiben die kleinsten Teilchen überhaupt zusammen ? Was hält sie davon ab, einfach auseinander zu fliegen ?

Die grundsätzliche Antwort ist einfach.

Zwischen den kleinsten Teilchen im Feststoff wirken elektrostatische Kräfte.

Geht man ins Detail, muss die Antwort ausführlicher ausfallen. Die kleinsten Teilchen im Festkörper sind von unterschiedlicher Art, und zwischen ihnen wirken unterschiedliche Kräfte. Alle diese Kräfte fasst man unter dem Namen „Bindungskräfte” zusammen. Der Zusammenhalt, den sie bewirken, nennt man eine Bindung. Das Bild, dass sich aus dem Zusammenspiel von Teilchen und Bindungskräften ergibt, ist komplex. Es wird auf dieser Seite schrittweise, ausführlich und genau gezeichnet.

Im einzelnen geht auf dieser Seite um

Erster Schritt : Modellbildung

Um den Überblick über die riesige Vielfalt der Stoffe und ihrer Bindungen zu behalten, werden wir einzelne Stoffe und die Bindungen in ihnen betrachten. Wir werden typische Vertreter der Bindungsarten auswählen, bei denen die Mitspieler (Teilchen und Kräfte) ihre Rolle besonders deutlich spielen. Wir werden bei den Betrachtungen der einzelnen Stoffe Dinge weglassen, die für die Bindung in diesem Stoff unwesentlich sind, die aber wohl bei anderen Stoffen wichtig sein können, und wir werden Vereinfachungen vornehmen, um die Bindungen besser verstehen zu können. Das ist keine Schlampigkeit. Es ist die Benutzung von Modellen, die der jeweiligen Situation angepasst sind. Natürlich muss man sich der Modellbildung bewusst sein, schließlich kann das eben Weggelassene in anderen Situationen plötzlich wichtig werden.

Ein Sack voller Beispiele

Kupferoxid und die Ionenbindung

2 Ionen

ein Ionenkristall

Im Kupferoxid (CuO) liegen Cu2+–Ionen (Kupferionen) und O2––Ionen (Sauerstoffionen) vor. Zwischen den positiv geladenen Kupferionen und den negativ geladenen Sauerstoffionen wirken elektrostatische Anziehungskräfte (man nennt sie auch Coulomb–Kräfte). Das Phänomen, dass entgegengesetzt geladene Ionen durch elektrische Kräfte zusammengehalten werden, heißt Ionenbindung.

Im vorigen Absatz wurde das klassische Modell der Ionenbindung benutzt, so wie man es gewöhnlich in der Schule lernt. Um dieses Modell später sinnvoll anwenden zu können (zum Beispiel bei der Besprechung des Schmelzens), ist es nützlich, sich klarzumachen, welche Vereinfachungen im Modell vorgenommen wurden, und welche Eigenschaften die Ionenbindung hat.

Zum Seitenanfang

Diamant und die Atombindung

2 Atome und die
Bindung zwischen ihnen

Im Diamant (C) liegen Kohlenstoffatome vor. Was hält sie zusammen ? Das Orbitalmodell beschreibt die Situation angemessen. Jedes der 4 Valenzelektronen eines Kohlenstoffatoms besetzt mit einem Valenzelektron eines benachbarten Kohlenstoffatoms ein neues Orbital. Dieses Orbital befindet sich zwischen den beiden Atomen. Das heißt, die beiden Elektronen halten sich sehr häufig zwischen den beiden Kohlenstoffatomen auf. Aber wieso Kohlenstoffatome ? Die haben doch gerade Elektronen abgegeben und sind deshalb positiv geladen. Es sind also Atomrümpfe. Im Diamant liegen als kleinste Teilchen positiv geladene Atomrümpfe von Kohlenstoffatomen und negativ geladene Bindungselektronen vor. Zwischen beiden wirken wieder Coulomb–Kräfte, die den Kristall zusammenhalten.

Wichtige Eigenschaften der Atombindung sind :

Zum Seitenanfang

Eisen und die Metallbindung

2 Atomrümpfe
und 2 Elektronen

ein Metallkristall

Im Eisen (Fe) liegen einfach nur Eisenatome herum, oder ? Das ist ein allzu einfaches Modell. Nehmen wir ein besseres. Die Atome geben Elektronen ab. In unserem Fall sind es Eisenatome, und jedes gibt 2 Elektronen ab. Die Atome, denen nun Elektronen fehlen, nennt man Atomrümpfe. Die abgegebenen Elektronen sind zwischen den Atomrümpfen völlig frei beweglich. Man nennt sie Elektronengas, sollte sich aber immer darüber im Klaren sein, dass das Elektronengas nichts mit dem gasförmigen Zustand zu tun hat. Der Name Elektronengas wurde nur in Analogie zum gasförmigen Zustand gewählt, weil bei beiden frei bewegliche Teilchen vorhanden sind.

Das eben beschriebene Modell wurde um 1900 von dem deutschen Physiker Paul Drude entwickelt. Es ist anschaulich, und es beschreibt viele Eigenschaften der Metalle hervorragend. So ist zum Beispiel leicht einzusehen, dass zwischen den Atomrümpfen und den Elektronen Coulomb–Kräfte wirken. Diese Kräfte halten den Kristall zusammen. Man nennt das Ganze Metallbindung.

Wichtige Eigenschaften der Metallbindung sind :

Zum Seitenanfang

Wasser und die Wasserstoffbrückenbindung

2 Wassermoleküle ziehen sich an

Im Wasser (H2O) liegen Wassermoleküle vor. Innerhalb dieser Moleküle sind Atombindungen vorhanden. Zwischen den Wassermolekülen wirken andere Kräfte. Jedes Wassermolekül ist ein Dipol, das heißt, es ist an einem Ende ein wenig positiv geladen, am anderen ein wenig negativ. Zwischen der positiven Stelle eines Wassermoleküls und der negativ geladenen Stelle eines anderen Wassermoleküls wirken (wieder einmal) Coulomb–Kräfte. Die entstehenden Bindungen heißen Wasserstoffbrückenbindungen.

Wichtige Eigenschaften der Wasserstoffbrückenbindungen sind :

Zum Seitenanfang

Schwefeldioxid und die Dipolkräfte

Im Schwefeldioxid (SO2) ist die Situation der beim Wasser vergleichbar. Es liegen SO2–Moleküle vor. Jedes Molekül ist ein Dipol, jedoch ein schwächerer als das Wassermolekül. Zwischen den Molekülen wirken Coulomb–Kräfte, die aber aufgrund des weniger ausgeprägten Dipolcharakters schwächer sind als im Wassermolekül. Diese schwachen Coulomb–Kräfte nennt man auch Dipolkräfte, Dipol–Dipol–Wechselwirkungen oder Keesom–Kräfte (benannt nach dem niederländischen Physiker Willem Hendrik Keesom).

Eigenschaften der Dipolkräfte und Abgrenzung zu den Wasserstoffbrückenbindungen :

Zum Seitenanfang

Einschub : induzierte Dipole und permanente Dipole

Das Wassermolekül ist ein permanenter Dipol.

Das Kohlendioxidmolekül ist kein
permanenter Dipol, denn die Zentren
der positiven und negativen Teilladungen
fallen zusammen.

Das Iodmolekül ist
im zeitlichen Mittel kein Dipol.

Für sehr kurze Zeit bildet sich im Iodmolekül
eine unsymmetrische Ladungsverteilung aus.
Es wird für einen Moment zum Dipol.

Die unsymmetrische Ladungsverteilung macht
das Nachbarmolekül für kurze Zeit ebenfalls
zum Dipol. Das Iodmolekül ist
ein induzierter Dipol.

Ein Dipol ist ein Gegenstand, der 2 elektrische oder magnetische Pole hat. Sehen wir uns als Beispiel das Wassermolekül an. Die Ladungsverteilung im Molekül ist unsymmetrisch. Das Sauerstoffatom trägt eine negative Ladung (sie ist im zeitlichen Mittel geringer als die Ladung eines Elektrons und wird daher Teilladung genannt), die beiden Wasserstoffatome tragen positive Teilladungen. Das Wassermolekül hat an der Stelle des Sauerstoffatoms den negativen Pol und zwischen den Wasserstoffatomen den positiven Pol. Es ist ein Dipol. Das ist, zeitlich gesehen, immer der Fall. Deshalb ist das Wassermolekül ein permanenter Dipol.

Wann ist ein Molekül ein permanenter Dipol ? 2 Voraussetzungen müssen erfüllt sein.

Sehen wir uns als nächstes Beispiel ein Iodmolekül an. Hier unterscheiden wir zwischen einer Betrachtung der Bindungslektronen im zeitlichen Mittel eines längeren Zeitraums und einer Betrachtung auf einer sehr fein aufgelösten Zeitskala.

Im zeitlichen Mittel ist das Molekül unpolar. Es ist dann kein Dipol. Grund ist, dass sich die Bindungslektronen im zeitlichen Mittel genau zwischen den Iodatomen aufhalten.

Sieht man sich die Situation genauer an, wird klar, dass die Elektronen nicht wie festgewachsen in der Mitte zwischen den beiden Atomen sitzen. Sie bewegen sich in ihrem Orbital. Mal sind sie näher bei dem einen Iodatom, mal bei dem anderen. Für einen sehr kurzen Moment trägt das Iodmolekül also an einem Ende eine kleine negative Teilladung (und später am anderen Ende). Was bewirkt diese kurzzeitige Teilladung ? Sie wirkt sich auf das Nachbarmolekül im Kristall aus. Dort, wo es dem ersten Molekül am nächsten kommt, werden die Bindungselektronen abgestoßen (wie das bei gleichnamigen Ladungen so ist), und es bildet sich eine kleine positive Teilladung aus. Das Nachbarmolekül ist also kurzzeitig zum Dipol geworden. Man nennt es einen induzierten Dipol, denn Ursache ist die Ladungsverteilung im ersten Molekül.

Zum Seitenanfang

Iod, Neon und die Dispersionskräfte

Im Iod (I2) liegen Iodmoleküle vor. Innerhalb dieser Moleküle sind Atombindungen vorhanden. Welche Kräfte zwischen den Molekülen wirken, haben wir im vorigen Abschnitt gesehen. Es sind elektrostatische Anziehungskräfte (Coulomb–Kräfte). Oder haben Sie etwas anderes erwartet ?

Diese Kräfte wirken also zwischen der positiven Teilladung eines Iodmoleküls und der negativen Teilladung des benachbarten Iodmoleküls. Ihre Ursache ist der (induzierte) Dipolcharakter der Iodmoleküle. Mit dieser Tatsache können wir begründen, warum diese Kräfte überaus schwach sind. Die Teilladungen bestehen nicht immer wie bei den permanenten Dipolen, sondern nur kurzzeitig. Über einen „längeren” Zeitraum betrachtet (im Bereich von Millisekunden) bedeutet das, dass die Anziehungskräfte zwischen den Iodmolekülen schwächer sind als die bei permanenten Dipolen.

Man nennt die durch induzierte Dipole hervorgerufenen Anziehungskräfte zwischen Molekülen Dispersionskräfte oder London–Kräfte (nicht nach der englischen Hauptstadt benannt, sondern nach dem deutschen Physiker Fritz London).

Im Neon (Ne) liegen nur Neonatome vor. Sie sind unpolar. Wie beim Iod bilden sich induzierte Dipole aus, zwischen denen Dispersionskräfte wirken, die aber noch schwächer als beim Iod sind. Warum ist das so ? Ein Iodmolekül ist viel größer als ein Neonatom. Die Bindungselektronen im Iodmolekül können sich also relativ weit vom Mittelpunkt des Moleküls entfernen. Hingegen können sich die Elektronen im Neonatom nur ein kleines Stück vom Mittelpunkt des Atoms entfernen. Man sagt, das Iodmolekül ist stärker polarisierbar als das Neonatom. Daher ist der Dipolcharakter des Iodmoleküls stärker als der des Neonatoms. Die Kräfte zwischen Neonatomen sind wirklich winzig.

Wichtige Eigenschaften der Dispersionskräfte sind :

eine kurze Bemerkung zu den van–der–Waals–Kräften

Der Begriff der van–der–Waals–Kraft (sie wurde nach dem niederländischen Physiker Johannes Diderik van der Waals benannt) wird in 2 Bedeutungen gebraucht.

Zum Seitenanfang

Von den Details zurück zum Überblick

Auf dieser Seite ging es darum, was die kleinsten Teilchen in einem Festkörper zusammenhält. Wir haben gesehen, dass es immer elektrostatische Kräfte (Coulomb–Kräfte) sind. Da die Teilchen sehr unterschiedlich sein können, wirken die Coulomb–Kräfte in unterschiedlicher Stärke und sind mal gerichtet, mal ungerichtet. Hier eine zusammenfassende Kurzinformation.

Name
 
Bindungsenergie
in kJ/mol
Richtungs­abhängigkeit
 

Wirkt immer nur eine einzige der oben genannten Kräfte ? Nein. Die Dispersionskräfte wirken in jedem Festkörper, also auch in Ionenkristallen, Metallen und allen anderen Festkörpern. Sie sind aber gegenüber der Ionen–, der Metallbindung und allen anderen Bindungen so schwach, dass man sie dort ohne weiteres vernachlässigen kann.

Zum Seitenanfang

Kraft und Energie

Auf dieser Seite habe ich verschiedene Bindungstypen vorgestellt und zu jeder die Bindungsenergie angegeben. Je stärker die Kräfte sind, die zwischen den kleinsten Teilchen wirken, umso höher ist die Bindungsenergie.

Bei vielen Menschen erzeugen die Worte Bindungsenergie und Kraft eine eher mechanische Vorstellung von 2 Atomen, die durch eine Art Verbindungsbolzen zusammengehalten werden. Der Bindungsstrich suggeriert ja eine solche Vorstellung, und die käuflichen Atommodelle verstärken sie. Dann denkt man, je stärker der Verbindungsbolzen ist, umso mehr Kraft braucht man, um ihn zu zerbrechen. Wenn er aber gebrochen ist, dann ist die Bindung gelöst. Leider ist diese Vorstellung falsch.

Die Bindungsenergie der Bindung zwischen 2 Teilchen A und B ist diejenige Energie, die man braucht, um die Teilchen, die in der Bindung den Abstand d haben, in eine unendlich große Entfernung voneinander zu bringen, ohne sie sonst zu verändern. Es ist also nicht damit getan, den Abstand zu verdoppeln oder sonstwie zu vergrößern, denn dann wirken immer noch Anziehungskräfte, wenn auch schwächere. Das heißt, auch dann besteht noch eine, wenn auch schwache, Bindung.

Kurzes Nachdenken über den vorigen Absatz sollte Ihnen klarmachen, dass die Bindungsenergie unter anderem von diesen 3 Größen abhängt :

Die Bindungsenergie experimentell zu bestimmen ist schwierig. Sie können unter den Stichworten Gitterenergie und Born–Haber–Kreisprozess weiterlesen. Auch in J. Huheey u.a. : Anorganische Chemie (3. Auflage), S. 1155, stehen weiterführende Informationen zu diesem Thema.

 

 

Impressum        Datenschutzerklärung