2. Bindungslehre Wie schon erwähnt kommen die Elemente in der Natur außer den Edelgasen nur in gebundenem Zustand vor. Dabei haben sich meist mehrere Atome zu größeren Teilchen verbunden, die man je nach dem wie die Atome in der Verbindung vorliegen besonders nennt. Vergleicht man alle bisher untersuchten Verbindungen, so ergeben sich 3 "echte" und mehrere "unechte" Bindungen. Typische Beispiele sind die Verbindung von Magnesium mit Sauerstoff, die Verbindung von Wasserstoff mit Sauerstoff und die Bindung innerhalb eines Metalls wie z.B. Aluminium. In der Chemie kann man diese Vorgänge wie folgt symbolisieren:       Reaktion 2 Mg +O2 ----> 2 Mg2+O2- H2 + O2 -----> 2 H2O n Al -----> Al Metallgitter Teilchen des Produkts Ionen Moleküle Metallatome Bindung Ionenbindung Atombindung Metallbindung Bindungspartner Metall mit Nichtmetall Nichtmetalle untereinander Metalle untereinander space Daneben kennt man noch Wasserstoffbrückenbindungen wie sie z.B. im Wasser zwischen den Wassermolekülen vorkommen, Van-der-Waalskräfte, die man zwischen den Fettmolekülen und allen wasserunlöslichen Stoffen findet und die Komplexbindung, die z.B. in Salzkristallen existiert. 2.1 Ionenbindung (Teil 1) Ein kleines Stück Natrium wird in eine mit gelbgrünem Chlorgas gefüllte Glasflasche gegeben. Die Flasche enthält Sand, um eine Beschädigung des Glasbodens durch Hitze zu verhindern. Am Anfang findet keine Reaktion zwischen Na und Cl statt. Durch einen Wassertropfen wird die Reaktion gestartet.       Abb.2.1 Reaktion von Na mit Cl
Na in Chlor Reaktionsstart mit H2O Reaktion NaCl-Nebel
Bei Zimmertemperatur geschieht normalerweise keine Reaktion. Durch die Zugabe eines Wassertropfens wird die Oberflächenschicht aus z.B. Natriumoxid aufgelöst, Wasser reagiert mit Natrium, was zu einer Erhöhung der Temperatur führt. Dies ermöglicht dann Natrium die Reaktion mit Chlor, die stark exotherm verläuft. Die Hitze ist so groß, daß sich das Reaktionsprodukt NaCl (Kochsalz) als Nebel an der Gefäßwand niederschlägt. In der Bundesrepublik wurden 1995 12,431 Millionen To Kochsalz (NaCl) produziert. Kochsalz kommt weltweit als Mineral Halit vor. (siehe Abb. 4.2). Die rosa Farbe kommt von dem Bakterium Halobakterium, das in dem Salz lebt. In Europa kann man es in Salzbergwerken abbauen (siehe Abb. 2.3) ansonsten gewinnt man es z.B. durch Verdunsten von Meerwasser . 1 Liter Meerwasser enthält durchschnittlich 35 g Salz. Davon sind: ca. 19 g/l Chloridionen (Cl-), ca. 10,6 g/l Natriumionen (Na+), 1,3 g/l Magnesiumionen (Mg2+), 0,405 g/l Calciumionen (Ca2+) und 0,385g/l Kaliumionen (K+). Jetzt wird klar, warum man bei 78% NaCl- Gehalt leicht aus Meerwasser Speisesalz gewinnen kann (Abb. 2.4 eine Saline am Mittelmeer in Südfrankreich). Aufschluß über Eigenschaften der Teilchen, aus denen die Verbindung Kochsalz besteht erhält man aus folgenden Experimenten und Untersuchungen: Schaltet man festes Kochsalz in einen Stromkreis mit einer Lampe, fließt kein Strom. Verwendet man dagegen geschmolzenes NaCl leuchtet die Lampe. Dasselbe geschieht, wenn man Kochsalz in Wasser löst und die Elektroden in die Lösung hält (siehe links). Konsequenz: In geschmolzenem und in Wasser gelösten Kochsalz müssen die "Kochsalz-Teilchen" als bewegliche Ladungsträger vorliegen. Da die Reaktion mit Atomen begann und jetzt geladene Teilchen vorliegen sind als Produkt Ionen entstanden: Na+ und Cl- Ionen. Untersucht man den Kochsalzkristall mit der Röntgenstrukturanalyse, erhält man Aufschluß über die Anordnung der kleinsten Teilchen. Sie bilden ein regelmäßiges Gitter indem sich Natrium- und Chlorionen abwechseln. Man spricht von einem Ionengitter. Bei der Röntgenstrukturanalyse werden Kristalle bestrahlt und aus der Ablenkung der Strahlung, die auf einem Film festgehalten wird die räumlichen Koordinaten (x,y,z) der Teilchen bestimmt.		Abb.2.2 Halit   Abb.2.3 Salzbergwerk                     Abb.2.4 Saline                   Abb.2.5 Eigenschaften von Kochsalz                                 Abb.2.6 Röntgenstrukturanalyse

Dabei sind die kleineren Natrium-Kationen zwischen die größeren Chloridanionen gelagert und bilden ein sogenanntes kubisches Kristallsystem. Klicken Sie hier, um die 3D-Animation des NaCl-Gitters zu sehen. Andere Salze wie MgO, TiO, TiC, LaN, NaI, KCl, RbF, AgCl, und SrS besitzen dieselbe Gitterstruktur. Beim CsCl (= Cäsiumchlorid) z.B. ist ein Casium-Ion ( ) von 8 Chloridionen umgeben (siehe rechts) und bei der Zinkblende (ZnS) finden wir noch eine andere Ionenkonfiguration. Daneben gibt es noch viele andere Kristallsysteme mit einer nichtkubischen Anordnung wie z.B. einer Hexagonalkonfiguration. Einige 3D-Kristallstrukturen können nachfolgend beobachtet werden: CaF2 SiC CaCO3 SiO2 (Quartz) CsCl ZnS Die Reaktion von Natrium mit Chlor können wir wie folgt formulieren: 2 Na + Cl2 ---> 2 NaCl.

Abb.2.7 Atom- und Ionenradien von NaCl Abb.2.8 Ionengitter von NaCl

Dabei findet ein Elektronenübergang vom Natrium zum Chlor statt. Dieser ist von einer starken Energieabgabe begleitet: DH = -417 KJ/Mol. Er ist also exotherm. Die Produkte der Reaktion ziehen sich aufgrund der unterschiedlichen Ladung an. Space Diese Bindung zwischen den Ionen in einem Ionengitter wird Ionenbindung genannt. Solche Ionen entstehen im einfachsten Fall dadurch, daß sich Metalle mit Nichtmetallen verbinden. die Produkte der Verbindung heißen Salze. Die Energie dieser Bindung kann mit dem Coulombschen Gesetz berechnet werden. (siehe links) Dabei bedeuten: Q1= Ladung des Anions Q2= Ladung des Kations R= Abstand zwischen den Ionen (nm) k= Proportionalitätskonstante (2.31 x 10-19 J nm ) Q ist die numerische Ionenladung; d.h. +1, +2, +3... für das Kation und -1, -2 -3... für das Anion. Einen Vergleich der Radii in Ionenverbindungen kann man hier sehen. Berechnungsbeispiel 1. Berechnung der Energie der Bindung zwischen Na+ und Cl- Lösung Berechnet man die Energie (E) für die Bindung zwischen einem Natrium- ( Ionenradius: 95 pm) und Chloridion (Ionenradius: 181 pm) , so ergibt sich:   E = 2,31 x 10-19 J nm (-1)(1)/0,276 nm ; E = -8.37 x 10-19 J und für je ein Mol der Komponenten: E = - 8,37 x 10-19 J (6,02 x 1023)/1000 ; E = - 504 kJ/Mol Verfolgt man den energetischen Verlauf der Bindung der beiden Atome, in dessen Verlauf sie zu Ionen werden, also ein Elektronenübergang stattfindet, so ergibt sich der Kurvenverlauf, der rechts abgebildet ist. Verfolgen wir die Näherung der Ionen, dann überwiegen bei größerem Abstand die Anziehungskräfte zwischen den Kernen und den Elektronen. Je näher die Ionen sich kommen, wird die Abstoßung der beiden Kerne (Protonen) immer größer bis ein Gleichgewicht zwischen Abstoßung und Anziehung erreicht ist. Dieser Gleichgewichtszustand zeigt ein Minimum an Energie und ist durch eine bestimmte Bindungslänge gekennzeichnet. z.B. Na+Cl- = 0,276 nm (Summe der Ionenradien)

Abb.2.9 Reaktion von Na mit Chlor     Abb.2.10 Bindungsenergie Ionenbindung                                                     Abb.2.11 Energieverlauf Ionenbindung

Weiterführende Quellen: Periodensystem: http://www.uniterra.de/rutherford/ und http://www.webelements.com/ und http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/index.html und http://periodensystem.andyhoppe.com/ und http://www.trauner.at/service/DownloadsCh/perioden.pdf Ionenverbindungen: http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch7/latticeframe.html Ionenbindung: http://www.chem.ufl.edu/~chm2040/Notes/Chapter_11/types.html Röntgenstrukturanalyse: http://www.mpi-dortmund.mpg.de/deutsch/abteilungen/abt1/methoden/methoden.php3#xray Kristallographie: http://www-structure.llnl.gov/Xray/101index.html Gitterstrukturen: http://www.fhi-berlin.mpg.de/th/personal/hermann/pictures.html und http://www.ill.fr/dif/3D-gallery.html und http://www.koerbernet.de/Werkstoffkunde/index.htm Kristallsysteme: http://phase.e-technik.tu-ilmenau.de/Ausbildung/pdf_bunt/V01.pdf Kochsalz: http://www.ilpi.com/inorganic/structures/nacl/ Ionengitter: http://www.chem.ox.ac.uk/icl/heyes/structure_of_solids/Lecture2/Lec2.html#anchor5 und http://www.isat.jmu.edu/users/klevicca/VISM/vism.htm 3D-Kristallstrukturen: http://www.chem.purdue.edu/chm241/Crystal_and_Molecular_Structur/crystal_and_molecular_structur.html#Structures Metallgitter: http://www.geo.ucalgary.ca/~tmenard/crystal/metal.html Lewisformeln: http://www.matse.psu.edu/matsc81/Handouts/Handout5.pdf Atomarchiv: http://www.atomicarchive.com/main.shtml Interaktive Physik: http://www.lightlink.com/sergey/java/index.html