Die chemische Bindung und die Oktettregel

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

In der Natur tauchen die meisten chemischen Elemente in Verbindungen auf. Ebenso können die „elementar“ vorliegenden Elemente als Moleküle aus gleichen Atomen auftreten. Eine Ausnahme bildet die 8. Hauptgruppe (Gruppe 18) des Periodensystems – die Edelgase. Sie kommen in der Natur ausschließlich atomar vor.

Die Edelgase weisen eine Reaktionsträgheit auf, welche sich bei keiner  zweiten Elementengruppe im Periodensystem finden lässt. Der Grund dafür ist in der besonderen Elektronenkonfiguration der Atome zu finden. Alle Edelgase mit Ausnahme des Heliums (nur 2 Elektronen) besitzen alle Edelgase 8 Elektronen in ihrer Valenzschale. Diese besondere Konfiguration der Elektronen bezeichnet man auch als Elektronenoktett.

Die Elemente der anderen Gruppen weisen nur unvollständig gefüllte Valenzschalen auf. Dies führt zu dazu, dass die anderen Elemente gerne Reaktionen mit anderen Elementen eingehen. Ziel einer chemischen Reaktion ist es (in den meisten Fällen) das Elektronenoktett zu erreichen um somit in einen besonders günstigen elektronischen Zustand zu gelangen.

Dies kann auf verschiedene Weisen erfolgen. Einige Elemente gehen Ionenbindungen ein, bei denen Elektronen von einem Atom auf das andere Atom übertragen werden. Bei anderen Elementen bilden sich so genannte Elektronenpaarbindungen aus, bei denen sich zwei Atome die gemeinsamen Elektronen teilen. Eine weitere Form ist die Metallbildung, bei der Elektronen abgeben werden, um so eine stabile Elektronenanordnung zu erreichen.

Auch einige elementar auftauchende Elemente bilden Atomverbände aus, wie beispielsweise O2, N2, S8 oder gediegen auftauchende Edelmetalle wie Silber oder Gold.

Edelgase hingegen bestehen nur aus einzelnen Atomen und sind aufgrund ihrer besonderen Elektronenkonfiguration sehr reaktionsträge. Chemische Verbindungen aus Edelgasen können nur unter drastischen Bedingungen im Labor dargestellt werden. Erst seit dem Jahr 1962 sind Verbindungen der Edelgase bekannt, wie beispielsweise XePtF6, XeF2 oder XeO3.

Bei den Edelgasen ist die Valenzschale außer beim Helium mit 8 Elektronen besetzt. Bei den anderen Elementen ergibt sich die Anzahl an Valenzelektronen aus ihrer Stellung im Periodensystem der Elemente. Demnach besitzen die Elemente der ersten Hauptgruppe ein Valenzelektron, die Elemente der zweiten Hauptgruppe zwei Elektronen. Der Trend setzt sich bis zur 8. Hauptgruppe durch.

 

  1. Ionenbindung

Elemente mit wenigen Valenzelektronen können durch Elektronenabgabe in die Oktettkonfiguration übergehen. Dabei wird die nächstinnere Schale zur Valenzschale.

Bei der Abgabe von Elektronen aus der Valenzschale wird das Atom positiv geladen, da nun eine Gegenladung in der Atomhülle zum positiv geladenen Atomkern fehlt. Ein positiv geladenes Teilchen wird als Kation bezeichnet. Die Abgabe eines Elektrons ist jedoch nur möglich wenn ein anderes Atom das negativ geladene Elektron aufnimmt und somit selbst negativ geladen wird. Für die Aufnahme von Elektronen eignen sich besonders Atome denen nur wenige Elektronen zum Erreichen des Oktetts fehlen (also die Elemente die im PSE rechts stehen). Ein so entstandenes negatives Teilchen wird als Anion bezeichnet.

Bei der Aufnahme oder Abgabe von Elektronen verändern sich auch die Atomradien. Das positive Kation wird einen kleineren Radius als das vorhergehende Atom aufweisen, da die Kernladung die verblieben Elektronen stärker an sich zieht und somit die Elektronenhülle kleiner wird. Bei Anionen ist das Gegenteil der Fall aufgrund des Elektronenüberschuss übt die Kernladung eine geringere Anziehungskraft auf die Elektronen aus.

Elemente die im PSE weit links stehen (wie beispielsweise Natrium und Calcium) können leicht ohne großen Energieverlust Elektronen abgeben. Die Energie die zur Abspaltung der Elektronen vom Atom benötigt wird, wird als Ionisierungsenergie bezeichnet.

Bei der Aufnahme von Elektronen hingegen wird Energie freigesetzt. Bei der Aufnahme mehrerer Elektronen wird beim zweiten und dritten Elektron Energie verbraucht, da die Aufnahme von weiteren Elektronen aufgrund der elektrostatischen Abstoßung erschwert ist. Der Energiebetrag, der bei der Aufnahme eines Elektrons frei oder verbraucht wird, wird als Elektronenaffinität bezeichnet.

Da sich positive und negative Ladungen gegenseitig Anziehen, bilden Ionen charakteristische Gitter. Die Anziehungskräfte sind ungerichtet und wirken daher in alle Raumrichtungen gleich, so dass sich eine negative Ladung mit möglichst vielen positiven Ladungen in einem bestimmten Abstand umgeben wird. Der Abstand sowie die Anzahl der jeweiligen Gegenladung ist charakteristisch. Im Falle des Natriumchlorids umgibt sich jedes Natriumkation mit 6 Chloridionen und jedes dieser 6 Chloridionen ist wiederum von 6 Natriumionen umgeben. Es bildet sich somit ein Ionengitter aus. Bei der Bildung eines solchen Ionengitters wird Energie freigesetzt. Um das Gitter wieder zu zerstören muss eben diese freigesetzte Energie aufgewendet werden. Man bezeichnet diese Energie auch als Gitterenergie.

Chemische Reaktionen bei denen das Produkt ein Ionengitter ausbilden kann verlaufen stets starke exotherm.

 

  1. Elektronenpaarbindung

Außer der Ionenbindung kann die Oktettregel jedoch auch durch das gemeinsame nutzen von so genannten Elektronenpaaren erreicht werden. Dabei steuern die Bindungspartner jeweils die Hälfte der benötigten Elektronen bei. Die an einer Bindung beteiligten Atome bilden eine „Elektronenwolke“ aus in denen die Bindungselektronen sich aufhalten können. Bei der Bildung dieser Elektronenwolke wird meist Energie freigesetzt und das Molekül geht in einen energetisch günstigeren, niedrigeren Zustand über.

Aufgrund der unterschiedlichen Elektronegativitäten der Elemente können Moleküle auch polarisiert sein. Dabei ist die Elektronenwolke in Richtung des Elektronegativeren Bindungspartner verschoben.

 

 

Abb.: Chlormolekül: Die Elektronendichte ist über das Molekül gleichmäßig verteilt.   Abb.: Chlorwasserstoff: Die Elektronendichte ist zum Chloratom hin verschoben.   Abb.: Wassermolekül: Die Elektronendichte ist zum Sauerstoffatom hin verschoben
 
  1. Metallbindung

Alle Metalle besitzen nur wenige Elektronen auf ihrer äußeren Schale. Werden nun zwei verschiedene Metalle miteinander kombiniert, so kann das Elektronenoktett weder durch übertragen von Elektronen, noch durch die Bildung von Elektronenpaarbindungen erreicht werden. Eine stabile Konfiguration wird nur erreicht wenn die Metallatome ihre Außenelektronen ganz abgeben. Die positiven Atomrümpfe bilden einen Gitterverband, der durch die freien negativen Elektronen zusammengehalten wird. Ähnlich wie bei einem Ionengitter bildet sich ein Metallgitter aus positiven Ionen, welche durch die in den Zwischenräumen frei verschiebbaren Elektronen zusammengehalten wird. Man stellt sich vor, dass die Metallatomrümpfe von einem Elektronengas umspült werden. Man spricht auch von dem Elektronengasmodell.

Mit Hilfe des Elektronengasmodells lassen sich die typischen Metalleigenschaften erklären:

-         gute Elektrische Leitfähigkeit

-         gute Wärmeleitfähigkeit

-         gute Verformbarkeit

-         Undurchsichtigkeit

 

 

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