Bindungsarten I Studydrive

‌In allen Molekülen und Verbindungen können verschiedene Bindungsarten vorkommen. Die chemischen Bindungen sind der Grundbaustein dafür, dass sich Moleküle und Verbindungen überhaupt bilden können. Oft wirken auch mehrere Bindungsmechanismen gleichzeitig.

Bei Interaktionen zwischen verschiedenen Molekülen (beispielsweise Enzymen und Substrat) spielen intermolekulare Wechselwirkungen und kurzweilige Bindungen ebenfalls eine entscheidende Rolle. Auch das wichtigste Polymer im menschlichen Körper, die DNS, wird durch spezifische Bindungen zwischen den Basen in ihre typische helikale Form gebracht. Die Bindungen sind demnach wichtige Faktoren in der Funktion und dem Aufbau von Molekülen. Zudem werden Stoffeigenschaften wie der Siede- und Schmelzpunkt durch sie beeinflusst. Es gibt sechs unterschiedliche Bindungsarten. Die Kovalente Bindung, die Ionen-Ionen Bindung sowie die Metallbindung gehören zu den echten chemischen Bindungen. Bei den Van-der-Waals Kräften, der Dipol-Dipol Bindungen und den Wasserstoffbrückenbindungen handelt es sich im Gegensatz dazu um keine festen chemischen Bindungen, sondern kurzweilige Anziehungskräfte zwischen den Atomen. Doch auch diese spielen bei Funktion und Aufbau von Molekülen eine wichtige Rolle und werden daher hier ebenfalls erläutert. Die Bindungsarten unterscheiden sich in ihrer Stärke und Reichweite sowie ihrem zugrundeliegenden Prinzip.

Die verschiedenen Bindungsarten sind:

Kovalente Bindungen:

Entstehen, wenn sich die beteiligten Atome Elektronen aus der äußersten Schale „teilen“. Diese Bindung ist oft sehr stabil, da die Atome durch das Teilen der Valenzelektronen die Edelgaskonfiguration erreichen und sich dadurch in einem energetisch stabilen Zustand befinden. Am häufigsten kommt die kovalente Bindung bei Nichtmetallverbindungen sowie Komplexen vor. Diese Art der Bindung ist immer in eine bestimmte Richtung gerichtet. Die Stärke der Bindung unterscheidet sich je nach beteiligten Atomen und Bindungslänge. Dreifachbindungen sind meist stärker als Doppelbindungen, danach folgen Einfachbindungen. In der Lewis-Formel wird die kovalente Bindung durch einen Strich oder alternativ durch zwei Punkte dargestellt. Ein Strich steht demnach stellvertretend für zwei Valenzelektronen, aus denen die Bindung aufgebaut ist.

Ionen-Ionen Bindungen:

Sind ebenfalls sehr stabil und haben eine große Reichweite. Die Anziehung wirkt in alle Raumrichtungen gleich stark. Sie können nur zwischen Ionen entstehen und beruhen auf der elektrischen Ladung der beteiligten Ionen. Oft zu beobachten ist die Ionenbindung bei der Reaktion von Nichtmetallen und Metallen. Durch die Unterschiede in der Elektronegativität kommt es bei diesen Verbindungen oft zur Bildung von Ionen durch Übertragung von Valenzelektronen von dem Metall auf das Nichtmetall. Die Stärke der Bindung ist von der Stärke der Ionisierung abhängig. Je höher die Elektronennegativitätsdifferenz der beteiligten Atome ist, desto ionischer ist die Bindung.

Metallische Bindungen:

Kommen, wie der Name schon verrät, in Metallen vor. Die Atome innerhalb der Metalle sind immer in einer 3D Gitter Struktur angeordnet. Alle Atomrümpfe haben in diesem Gitter einen festen Platz. Als Atomrumpf wird das Metallatom ohne seine Valenzelektronen genannt. Ohne die Elektronen haben die Atomrümpfe eine positive Ladung. Um diese positive Ladung auszugleichen und zu verhindern, dass sich die Rümpfe gegenseitig aufgrund ihrer Ladung abstoßen, braucht es die Valenzelektronen. Diese haben jedoch in dem Metallgitter keinen festen Platz, sondern können sich als sogenannte Elektronengaswolke frei bewegen. Durch die Anziehung der positiven und negativen Ladung kommt die Bindung zwischen den Atomen zustande. Die frei bewegliche Elektronengaswolke ist zudem auch der Grund für die elektrische Leitfähigkeit der Metalle. Wird eine Spannung angelegt, können die Elektronen innerhalb des Gitters zum Pluspol wandern. So entsteht ein Stromfluss. Auch weitere Eigenschaften der Metalle, wie die Wärmeleitfähigkeit, der metallische Glanz und Verformbarkeit sind auf die spezielle Gitterstruktur zurückzuführen.

Van-der-Waals Kräfte:

Stellen keine echte chemische Bindung dar, da sie nur kurzzeitig aufkommen. Es handelt sich also um Anziehungskräfte zwischen den Atomen, diese sind jedoch zu schwach, um eine echte Bindung zu bilden. Sie können jedoch in fast allen Verbindungen vorkommen. Beispielsweise gibt es sie auch in Molekülen, die durch Ionen Bindungen zusammengehalten werden. Da die Ionen-Ionen Bindung jedoch deutlich stärker ist, haben sie eine nur geringe Bedeutung. Auch die Reichweite der Van-der-Waals Kräfte ist sehr gering. Die Moleküle müssen sich sehr nah kommen, damit die Anziehungskraft überhaupt zustande kommt. Die Anziehung beruht darauf, dass die ein Molekül umgebenden Elektronen nicht immer gleich verteilt sind. Durch eine kurzzeitige Ungleichverteilung der Ladungen in unpolaren Verbindungen kann es kurzzeitig zu einem induzierten Dipol im Molekül kommen. Dieser induzierte Dipol kann in einem Nachbar Molekül dann wiederrum einen Dipol induzieren. Zwischen den induzierten Dipolen entsteht daraufhin eine kurzzeitige Anziehung. Van-der-Waals Kräfte sind häufiger bei niedrigen Temperaturen vorhanden, da bei höheren Temperaturen aufgrund der kinetischen Energie, sich die Moleküle nicht nah genug kommen. Das bekannteste Beispiel für den Einfluss der Van-der-Waals Kräfte sind die Alkane. Je langkettiger die Alkane desto stärker die kurzfristige Anziehung. Dieser Umstand ist der Grund, weshalb der Siedepunkt in Alkanen mit der Kettenlänge ansteigt.

Dipol-Dipol Wechselwirkungen:

Sind stärker als die Van-der-Waals Kräfte, jedoch schwächer als die anderen beschriebenen Bindungen. Sie treten auf, wenn echte Dipole vorliegen und keine induzierten, wie bei den Van-der-Waals Kräften. Echte Dipole treten auf, wenn die Bindungspartner eine hohe Elektronegativitätsdifferenz aufweisen. Ein bekanntes Beispiel ist Wasser. Das Sauerstoffatom ist elektronegativer als das Wasserstoffatom. Es zieht also das Valenzelektron der Wasserstoffatome zu sich und erhält so eine negative Partialladung. Die Wasserstoffatome erhalten im Gegensatz dazu eine positive Partialladung. Aufgrund der anziehenden Partialladungen halten die Atome zusammen. Partialladungen sind keine echten Ladungen wie in Kationen und Anionen, da sie nur in Bindungen auftreten und nicht in den einzelnen Atomen. Oft beeinflussen sie den Schmelz und Siedepunkt von Verbindungen.

Wasserstoffbrückenbindungen:

Beruhen auf einem ähnlichen Prinzip wie die Dipol-Dipol Bindungen, sind jedoch stärker. Sie können zwischen Wasserstoffatomen und stark elektronnegativen Atomen wie Sauerstoff, Fluor, Chlor und Stickstoff auftreten. Liegt ein partiell positiv geladenen Wasserstoffatom vor, so kann dieses mit einem partiell negativ geladenen Atom eines anderen Moleküls wechselwirken. Die „Brücke“ entsteht demnach nicht zu einem Bindungspartner, sondern zu einem weiteren Molekül mit einem partiell negativ geladenen Atom in der Umgebung. Beispielsweise sind alles Wassermoleküle untereinander über Wasserstoffbrückenbindungen verbunden. Dies ist der Grund für seine recht hohe Siedetemperatur (im Vergleich zu ähnlich schweren Molekülen). Zudem beruht die Basenpaarung in der DNS auf dem Prinzip der Wasserstoffbrückenbindungen. Auch wenn sie nicht zu den echten chemischen Bindungen gehört, erfüllt sie also wichtige Funktionen. Zudem ist sie recht stark und kann die Eigenschaften von vielen Verbindungen beeinflussen.

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