3.6. Modelle von Bindungen
Wie schon auf der Seite über Atommodelle werden auch hier nicht alle Modelle, die sich die Chemikerinnen und Chemiker von den Bindungen gemacht haben, ausführlich besprochen. Das finden Sie in jedem guten Schulbuch. An anderer Stelle des Projekts „Struktur der Stoffe” finden Sie einen Vergleich der Bindungsarten. Auf dieser Seite soll der Modellcharakter von einigen Bindungsmodellen genauer unter die Lupe genommen werden. Dabei geht es um die Fragen :
- Welche Teile der Wirklichkeit beschreibt das Modell besonders gut ? Wo setzt es seine Schwerpunkte ? Was blendet es aus ?
- Was sind die Vorteile des Modells ? Wo hat es seine Grenzen ? Was kann man damit tun, und was nicht ?
Im einzelnen geht es auf dieser Seite um
- die Ionenbindung, die Atombindung und die Metallbindung – gleich hier
- die polare Atombindung
- das Orbitalmodell
3.6.1. Schubladendenken
Bild 1 : Ionenbindung : Elektrisch positiv und negativ geladene Ionen ziehen sich an.
Bild 2 : Atombindung : C– und H–Atome nutzen Elektronenpaare gemeinsam.
Bild 3 : Metallbindung : Zwischen den positiv geladenen Metallionen und den Elektronen wirken elektrische Anziehungskräfte.
In der Anfangszeit der wissenschaftlichen Chemie wusste man über die Bindungen zwischen Atomen kaum mehr, als dass sie existieren. Welche Mechanismen es wohl sein mögen, die die Atome zusammenhalten, war völlig unbekannt. In einer solchen Situation ist es natürlich sehr schwer, ein Modell aufzustellen, das alle Bindungen in ihrer riesigen Vielfalt beschreibt. Im Laufe der Zeit fand man (durch Beobachtungen in unzähligen Experimenten) immer wieder Stoffe, die anderen in ihren Eigenschaften und besonders in ihren Reaktionen ähnelten. Könnte man es sich vielleicht so vorstellen, dass bei einer Reaktion Bindungen gelöst und neue Bindungen geschaffen werden ? Und dass die Ähnlichkeit der Reaktionen auf Ähnlichkeiten der Bindungen beruhen ? Damit ist die Grundlage zu Modellen gelegt, die Bindungen beschreiben. Die Weiterführung dieser Überlegungen führte zu 3 Modellen von Bindungen.
- die Ionenbindung. Grundprinzip ist, das ein Atom (meist ein Metallatom) einige Elektronen (oft 1 oder 2) abgibt und ein anderes Atom (meist ein Nichtmetallatom) diese aufnimmt. Die entstehenden positiv und negativ geladenen Ionen werden durch elektrostatische Anziehungskräfte (sie heißen auch Coulomb–Kräfte) zusammengehalten. Bild 1 zeigt solche Ionen in einer häufig vorkommenden Anordnung.
- die Atombindung. Grundprinzip ist, dass 2 Atome einige ihrer Valenzelektronen gemeinsam nutzen.
- die Metallbindung. Grundprinzip ist, dass alle Atome alle Valenzelektronen abgeben, die sich dann im gesamten Metallkristall frei bewegen. Der Zusammenhalt erfolgt durch elektrische Anziehungskräfte zwischen den Elektronen und den positiv geladen Metallionen. Bild 3 zeigt einen kleinen Ausschnitt aus einem solchen Metallkristall.
Ein Vorteil der Ionenbindung und der Metallbindung ist, dass diese beiden Modelle recht anschaulich und daher leicht zu verstehen sind. Man braucht dazu kaum mehr Vorkenntnisse als „Plus und Minus ziehen sich an”, und natürlich das Bohrsche Atommodell.
Aber was ist mit der Atombindung ? Wie soll man es sich vorstellen, dass Elektronen gemeinsam genutzt werden ?
Sind die Elektronen mal bei dem einen Atom, dann beim anderen ? Oder eher in der Mitte zwischen den Atomen ?
Aber angeblich kreisen sie doch um die Atome, wie soll das gehen, wenn sie sich zwischen den Atomen aufhalten ?
Fragen über Fragen, die im einfachen Modell der Atombindung offenbleiben. Sie können mit Hilfe des Bohrschen
Atommodells nicht beantwortet werden, und sie können nicht mit Hilfe von Gesetzen der klassischen Physik beantwortet werden.
Keine Antwort auf die Frage, wie die Atombindung funktioniert, aber eine schöne Veranschaulichung sind die
bekannten Valenzstrichformeln (in Bild 2 ist die von Methan gezeichnet). Diese Formeln sind suggestiv. Sie erwecken
den Eindruck, die Atome werden durch den Strich zwischen ihnen zusammengehalten so wie ein Verbindungsbolzen
2 Werkstücke zusammenhält. Eine Erklärung sind sie nicht. Damit haben wir einen großen
Nachteil des Modells der Atombindung erkannt. Aber trotzdem ist es praktikabel. Man kann sich ein Bild vom
Bau der Moleküle machen und damit chemische Reaktionen verstehen.
Was kann man mit den 3 Modellen erklären ? Unzählige Beobachtungen, von denen hier nur wenige als Beispiel genannt seien.
- Die hohen Schmelzpunkte der Salze und vieler Metalle, die niedrigen Schmelzpunkte der meisten organischen Verbindungen
- Die elektrische Leitfähigkeit von Metallen und Salzlösungen
- Mechanische Eigenschaften von Salzen und Keramiken (Härte, Sprödigkeit) und von Metallen (Duktilität).
Was kann man mit den 3 Modellen nicht erklären ? Immer noch eine ganze Menge, zum Beispiel
- Warum haben manche Metalle doch einen ziemlich niedrigen Schmelzpunkt ?
- Warum sind manche Salze gut löslich, andere weniger gut oder fast gar nicht ?
- Warum reagieren manche Stoffe gut miteinander, andere nur langsam oder gar nicht, wieder andere überaus schnell und heftig ? Das ist für die Forschenden in der Chemie die wichtigste Frage, und trotz unserer Herden von Modellen sind wir ihrer Beantwortung noch keinen Schritt näher gekommen. Bis etwa Mitte des 20. Jahrhunderts war Chemie zwar Wissenschaft, aber auch Kunst und Probieren, und das zu einem nicht unbedeutenden Teil. Sie wissen nun, warum.
Lange Zeit hat man versucht, alle Bindungen mit einem dieser 3 Modelle zu beschreiben, sie also in eine von 3 Schubladen zu stecken.
3.6.2. Die Schublade geht auf
Bild 4 : Polare Atombindung. Das rechte Atom zieht die Bindungslektronen stärker an als das linke.
Bild 5 : 2 schreibtechnische Möglichkeiten, denselben Sachverhalt deutlich zu machen.
Mit der Zeit lässt es sich nicht mehr übersehen, dass es Stoffe gibt, die sich nicht gut mit einem der 3 Modelle von oben beschreiben lassen. Aluminiumchlorid zum Beispiel sieht aus wie ein Salz, es hat aber einen viel niedrigeren Schmelzpunkt als die meisten Salze, und seine Lösung reagiert nicht neutral, wie man es von Salzlösungen gewohnt ist, sondern sauer. Ein anderes Beispiel ist Wasser. Wieso ist es ein Dipol ? Wieso bilden sich Wasserstoffbrückenbindungen ? Mit dem Modell der Atombindung kann man diese Erscheinungen nicht erklären. Die Bindung in diesen und vielen anderen Stoffen scheint keine Ionenbindung und keine Atombindung zu sein, sondern von beiden etwas zu haben.
Das Modell der polaren Atombindung setzt seinen Schwerpunkt bei einer genaueren Beschreibung von Bindungen, an denen Nichtmetallatome beteiligt sind. Jedem Element wird ein experimentell ermittelter Zahlenwert zugeordnet, der angibt, wie stark Atome dieses Elements Bindungselektronen anziehen, die sog. Elektronegativität. Zieht in einer Bindung A–B das Atom A die Bindungslektronen stärker an als B, so sind sie nicht wie in der Atombindung „gleichmäßig” zwischen den beiden Atomen aufgeteilt, sondern mehr zu A hin verschoben. Die Bindung ist polar.
Bild 4 zeigt, wie man sich die Verteilung der Bindungselektronen in einer polaren Atombindung anschaulich vorstellen kann. Bild 5 zeigt 2 Schreibweisen, die sich für solche Bindungen etabliert haben.
Dieses Modell hat 2 gewichtige Vorteile. Es ist, jedenfalls für Erfahrene, anschaulich und leicht verständlich, und man kann vieles damit erklären, zum Beispiel
- den relativ niedrigen Schmelzpunkt von Aluminiumchlorid und vielen ähnlichen Verbindungen
- die Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen
- die Löslichkeit oder Nichtlöslichkeit, besonders von organischen Verbindungen
- viele Reaktionsabläufe, insbesondere in der organischen Chemie. Grundlage vieler Reaktionen der organischen Chemie ist der Angriff eines geladenen oder zumindest polaren Teilchens (Ion oder Molekül) an einer ganz bestimmten Stelle eines anderen Moleküls. Ob und an welcher Stelle eine Reaktion stattfindet, hängt unter anderem von der Polarität der Bindungen im angegriffenen Molekül ab.
Endlich ein Modell, das Reaktionen beschreibt. Es wurde auch Zeit.
3.6.3. Das Orbitalmodell
Bild 6 : Klassische Benzolformel – einige Eigenschaften von Benzol
kann das zugrundeliegende
Modell nicht erklären.
Bild 7 : Die Orbitale im Methan–Molekül zeigen zu den Ecken eines Tetraeders.
Es gibt immer noch vieles, was die bisher besprochenen Bindungsmodelle nicht erklären können. Hier ein Beispiel. Benzol hat die Formel C6H6. Es war eine der großen Leistungen der Chemie, zu erkennen, dass die 6 Kohlenstoffatome im Benzolmolekül ringförmig angeordnet sind, und lange hat man die Formel so gezeichnet wie in Bild 6. Aber diese Formel hat 3 Doppelbindungen, und das Molekül müsste dadurch sehr reaktionsfähig sein. Es ist aber reaktionsträge. Messungen an vielen Stoffen haben außerdem gezeigt, dass eine Doppelbindung immer einen bestimmten Wert zur Verbrennungswärme eines Moleküls beiträgt. Hätte das Benzolmolekül wirklich 3 Doppelbindungen (und 3 C–C–Einfachbindungen und 6 C–H–Bindungen), so müsste es eine bestimmte Verbrennungswärme haben. Hat es aber nicht. Die Hypothese, das Benzolmolekül habe 3 Doppelbindungen, ist damit widerlegt. Aber wo ist eine bessere ?
Bisher haben wir nur Orbitale von Atomen betrachtet. Kann man das Orbitalmodell von Atomen auf Moleküle verallgemeinern ? Ja sicher. Man kann von der anschaulichen Vorstellung ausgehen, dass sich im Molekül aus den Atomorbitalen neue Orbitale bilden. Sie heißen Molekülorbitale. Die Molekülorbitale haben viele Eigenschaften von den Atomorbitalen geeerbt.
- Es sind Lösungen der Schrödinger–Gleichung und somit Wellenfunktionen. Man kann sie nicht exakt berechnen, wohl aber näherungsweise. Das Quadrat der Wellenfunktion kann als Aufenthaltswahrscheinlichkeit von Elektronen interpretiert werden. Man kann mit Hilfe der Orbitale umfassende Aussagen über den Aufenthalt der Elektronen und damit auch über ihr Verhalten machen.
- Im Lauf mehrerer Jahrzehnte hat sich eine Vielzahl von Näherungsverfahren zur Berechnung der Orbitale entwickelt, abhängig von den Bedürfnissen der Benutzenden und der jeweils zur Verfügung stehenden Rechenkapazität. LCAO–Methode und das Konzept der Hybridisierung, MO–Methode und die vielen Methoden des Molecular Modelling (darunter sog. Kraftfeldmethoden und ab–initio–Methoden) sind wichtige Stichworte.
Bild 7 zeigt die Orbitale im Methanmolekül (Beachten Sie bei dieser Formulierung, was ich im im Kapitel über das Orbitalmodell über den Unterschied zwischen einem Orbital und dem „Bild eines Orbitals” gesagt habe.). Es sind 4 Stück. Jedes hat eine Form, die man sich aus 2 tropfenförmigen Teilen zusammengesetzt denken kann. Einer der beiden ist groß. Im Bild sehen Sie 3 dieser „großen Tropfen” deutlich, der vierte ist verdeckt. Der andere Teil des Orbitals ist sehr klein und zeigt in die entgegengesetzte Richtung des großen. Im Bild ist daher nur der kleine Gegenpart des großen verdeckten Tropfens zu sehen.
Was kann man mit dem Orbitalmodell erklären ? Alles. Oder jedenfalls fast alles. Mit genug Zeit, Rechenkapazität und einem tiefgehenden Verständnis des Modells kann man heute sehr viele Beobachtungen, bei denen es um Eigenschaften oder Reaktionen von Stoffen geht, erklären.
Bild 8 : Orbitale im Benzolmolekül. Zur besseren Übersichtlichkeit sind die Orbitale unterschiedlich gefärbt : C–H–Bindungen rot, C–C–Bindungen orange und die delokalisierten Orbitale gelbbraun.
Sehen wir uns dazu noch einmal das Benzol an. Es haben sich neue Orbitale gebildet. Bild 8 zeigt sie. 6 Orbitale zwischen jeweils 2 C–Atomen (orange gezeichnet) und 6 Orbitale zwischen einem C– und einem H–Atom (rot) nehmen insgesamt 24 der 30 Valenzelektronen auf. Die restlichen 6 Valenzelektronen haben einen gemeinsamen Aufenthaltsbereich, der aus 3 Orbitalen besteht. Man nennt diese Orbitale delokalisiert. Der Aufenthaltsbereich hat (leicht idealisiert) die Form von 2 Ringen über und unter der Ebene der Kohlenstoffatome und ist gelbbraun gezeichnet. Die Bindungen im Benzolmolekül werden nicht mehr als Doppelbindungen beschrieben, und alle Probleme, die aus dem einfachen Modell der Atombindung resultierten, sind wie weggewischt.
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