Chemische Bindungen

Jedes Atom der zweiten Periode ist bestrebt, auf seiner äussersten Elektronenschale acht Elektronen zu haben. Dies kann im Wesentlichen durch drei Mechanismen erreicht werden: erstens durch Elektronenaufnahme, zweitens durch Elektronenabgabe und drittens durch gemeinsame Benützung von Elektronen mit benachbarten Atomen. Alle drei Formen führen zu einer Bindung von Atomen aneinander.

Welche Form der chemischen Verbindungen eingegangen wird, bestimmen die zwischen Atomen wirkenden Bindungskräfte. Im folgenden sind einige Formen der chemischen Bindung beschrieben.

 

Die Ionenbindung

Natrium steht in der ersten Hauptgruppe des Periodensystems und hat demgemäss ein Elektron auf seiner äussersten Elektronenschale. Chlor steht in der siebten Hauptgruppe und hat entsprechend sieben Elektronen auf der äussersten Schale. Reagieren diese beiden Partner miteinander, so findet wegen der starken Anziehungskraft des Chloratoms auf weitere Elektronen ein Elektronenübergang statt: Das Aussenelektron des Natriums wird vom Chloratom „eingefangen“. Natrium tritt in dieser Reaktion als Elektronenspender, das Chloratom  als Elektronenempfänger auf. Dadurch haben beide Partner die Edelgaskonfiguration erreicht:

·           Das Chlor besitzt damit insgesamt 18 Elektronen, jedoch nur 17 Protonen im Kern (Ordnungszahl 17). Damit ist ein elektrisch negativ geladenes Partikel entstanden. Man schreibt Clˉ.

·           Das Natrium hingegen hat bei dieser Reaktion ein Elektron verloren und somit insgesamt nur noch 10 Elektronen. Dem stehen 11 Protonen im Kern (Ordnungszahl 11) gegenüber, so dass ein Partikel positiver Ladung entstanden ist. Man schreibt Na+.

Allgemein werden elektrisch geladene Partikel als Ionen bezeichnet. Positiv geladene Ionen nennt man auch Kationen, negativ geladene Ionen auch Anionen. Die Bindung, die durch die elektrische Anziehung der gegensätzlicher geladenen Ionen entsteht, nennt man Ionenbindung. Verbinden sich gegensätzlich geladene Ionenbindungen miteinander, entsteht ein Salz. Der Chemiker versteht unter Salz also durch Ionenbindung zustande kommende Ionenverbindungen. Eine dieser Verbindungen ist das im Volksmund als „Salz“ bezeichnet Kochsalz.

 

Die Kovalente Bindung

Zwischen Elementen wie z.B. Wasserstoff und Kohlenstoff, die nur einen geringen Unterschied in der Elektronegativität aufweisen, sind Elektronenübergänge wie bei der Ionenbindung nicht möglich. Dasselbe gilt natürlich auch, wenn sich Atome des gleichen Elements miteinander verbinden. Sie gehen deshalb eine andere Bindung ein, die kovalente Bindung. Diese Bindung wird auch als Elektronenpaarbindung oder Atombindung bezeichnet. Sie kommen im menschlichen Organismus wesentlich häufiger vor als die Ionenbindung und ist auch deutlich stabiler. Bei einer kovalenten Bindung rücken z.B. Chloratome so eng zusammen, dass sie jeweils ein Elektron gemeinsam benutzen. Auf diese Weise entsteht ein Elektronenpaar. Damit ist ein stabiler Zustand entstanden, denn jedes der beteiligten Chloratome besitzt nun acht Elektronen auf seiner äussersten Schale. Das Teilchen Cl-Cl oder Cl₂ heisst Chlormolekül. Die Bildung des Sauerstoffmoleküls verläuft in gleicher Weise: Sauerstoff steht in der sechsten Hauptgruppe und hat entsprechend sechs Elektronen auf der äussersten Schale. Zur stabilen Edelgaskonfiguration fehlen jedem zwei Sauerstoffatome. Deshalb werden von jedem Sauerstoffatom nicht nur ein, sondern zwei Elektronen gemeinsam benützt. Da nun zwei Elektronenpaare von beiden Partnern gemeinsam benützt werden, spricht man auch von einer Doppelbindung (0=0 oder 0₂).

Luft ist ein Gasgemisch, das zu 80% aus Stickstoff und 20% aus Sauerstoff besteht. Dabei liegen beide Anteile nicht in atomarer Form, sondern praktisch ausschliesslich in der stabilen Molekülform (o₂ bzw. N₂) vor.

 

Weitere Bindungsformen

Neben Ionen- und kovalenten Bindungen existieren noch weitere komplexe Bindungsformen, die zum Grundverständnis vom Stoffwechsel weniger von Bedeutung ist.

Von erheblicher Bedeutung sind jedoch die sog. Wasserstoffbrücken für den Organismus. Sie sind zwar keine echten Bindungen, werden aber trotzdem oft als Wasserstoffbrückenbindungen bezeichnet.

Viele Moleküle sind zwar nach aussen hin elektrisch neutral, da sie die gleiche Anzahl Protonen und Elektronen enthalten. Innerhalb des Moleküls jedoch gibt es oft Stellen, die aufgrund unterschiedlich grosser Anziehungskraft der Elemente auf die Elektronen (Elektronegativität) leicht positive oder negative Ladungen besitzen. Durch diese „Mini – Ladung“ werden ständig Kräfte ausgeübt, die zwar klein sind im Vergleich zu einer Ionenbindung (5 bis 10% der Stärke einer Ionenbindung), aber aufgrund ihrer Vielzahl die Moleküle stark zusammenhalten. Wasserstoffbrücken tragen z.B. wesentlich zur Stabilisierung von Eiweiss- und Nukleinsäuremolekülen bei.

 

Quellenangabe: Kompaktes Lehrbuch für die Pflegeberufe

Urban&Fischer