Chemische Bindung

Die verschiedenen Bindungstypen, die uns in der Chemie und Biochemie begegnen, resultieren aus den charakteristischen Eigenschaften der beteiligten Atome. Metallatome gehen metallische Bindungen ein. Nicht-Metalle und Metalle verbinden sich im Rahmen von Ionenbindungen. Nicht-Metalle werden untereinander kovalent verknüpft.

Als weitere Bindungstypen sind zu nennen die Wasserstoffbrückenbindungen – ein gern geprüftes Thema im MedAT – sowie die Van-der-Waals-Kräfte.

Unter einer Atombindung oder kovalenten Bindung versteht man die Verbindung von Nicht-Metallen. Sie folgt dem Prinzip der Oktettregel – auch Edelgasregel genannt. Ihr zufolge ist jedes Atom dahingehend bestrebt, auf seiner äußersten Elektronenschale acht Elektronen, sog. Valenzelektronen, zu besitzen. Um diesen Zustand zu erreichen, teilen sich kovalent verbundene Atome die an der Bindung beteiligten Elektronenpaare. Die darin enthaltenen Elektronen werden in der Folge beiden Bindungspartnern in voller Höhe zugerechnet, sodass beide die Edelgaskonfiguration erreichen. Dies lässt sich am Beispiel des Fluors veranschaulichen, welches sieben Valenzelektronen in seiner äußersten Schale besitzt. Folglich sucht ein Fluor-Atom die Verbindung mit einem weiteren Atom, welches ebenfalls nur ein weiteres Elektron zur vollen Besetzung seiner äußersten Elektronenschale benötigt. Als potenzielle Bindungspartner kommen zum Beispiel ein weiteres Fluor-Atom in Frage – dies ist der Grund, warum elementarer Fluor stets als F2 vorkommt – oder Wasserstoff, das zur Edelgaskonfiguration lediglich ein zweites Elektron verlangt. 

Benötigt ein Atom mehr als nur ein Elektron, um die Oktettregel zu erfüllen, kann es natürlich auch mehr als nur eine Bindung eingehen. Am bekanntesten ist in diesem Zusammenhang der Kohlenstoff, der vier Bindungen eingeht und dementsprechend vier zusätzliche Valenzelektronen hinzugerechnet bekommt.

Wie wir weiter unten sehen werden, können kovalente Bindungen apolar oder polar sein. Im Falle einer polaren Bindung wird das bindende Elektronenpaar mehr zu dem einen als zu dem anderen Bindungspartner gezogen, wodurch ersterer eine negative und letzterer eine positive Partialladung erhält. Als bestes Beispiel dient das Wassermolekül (H2O), in dem der Sauerstoff die bindenden Elektronenpaare näher zu sich heranzieht und somit eine negative Partialladung (δ–) erhält. 

Die Ionenbindung basiert auf der elektrostatischen Anziehung zwischen positiv und negativ geladenen Ionen. Im Gegensatz zur kovalenten Bindung, bei der sich die Bindungspartner Elektronenpaare teilen, findet ein Übergang von Elektronen statt. Dabei geben Metalle Elektronen an Nicht-Metalle ab, wodurch alle Bindungspartner die Edelgaskonfiguration erreichen.

Die durch den Elektronentransfer entstandenen positiv geladenen Bindungspartner bezeichnet man als Kationen, die negativ geladenen als Anionen. Gemeinsam bilden sie bei Raumtemperatur ein Salz, welches sich durch eine regelmäßige Kristallgitterstruktur auszeichnet, hohe Schmelztemperaturen aufweist und keinen Strom leitet. Die Bindungen innerhalb des entstandenen Ionengitters sind ungerichtet – ein Anion zieht ein jedes Kation in seiner Umgebung elektrostatisch gleichermaßen an.

https://de.wikipedia.org/wiki/Ionische_Bindung#/media/Datei:Calcium-fluoride-3D-ionic.png

Wird das Salz in Wasser gelöst, dissoziieren Anionen und Kationen. In diesem Zustand werden sie als Elektrolyte bezeichnet. Strom wird in dieser Form gut geleitet. Das wohl bekannteste Elektrolyt, welches uns im medizinischen Alltag häufig begegnen wird, ist die Natriumchlorid-Lösung, auch NaCl-Lösung oder Kochsalzlösung genannt. Dabei ist das Salz NaCl welches aus Na+-Kationen und Cl–-Anionen besteht, in Wasser gelöst.

Um zu ermitteln, ob eine kovalente oder eine ionische Bindung vorliegt, nutzt man den Kennwert der Elektronegativität, die für jedes Element individuell unterschiedlich ist. Die Elektronegativität gibt Auskunft darüber, wie stark ein Atom bindende Elektronenpaare für sich beansprucht. Dabei handelt es sich um ein relatives Maß – es muss also stets in Relation zum Bindungspartner beurteilt werden. Bei Elektronegativitätsdifferenz (ENDiff) von mehr als 1,7 spricht man von einer Ionenbindung. Liegt die ENDiff zwischen 0,4 und 1,7, so liegt eine kovalente Bindung vor, die aber polar ist. Bei einer ENDiff von weniger als 0,4 liegt eine apolare kovalente Bindung vor. Als Faustregel gilt: Je weiter ein Element innerhalb einer Gruppe oben bzw. innerhalb einer Periode rechts steht, desto höher ist seine Elektronegativität. Den höchsten Wert erreicht das Fluor mit rund 4,0.

Metalle neigen dazu, die nur schwach gebundenen Elektronen auf ihrer äußersten Schale abzugeben, und bilden ein Gitter aus positiv geladenen und als Atomrümpfe bezeichneten Kationen. Die abgegebenen Elektronen sind nicht mehr einem bestimmten Atomrumpf zugeordnet, sondern bewegen sich relativ frei innerhalb des Gitters. Man spricht von einem Elektronengas oder einer Elektronengaswolke.

https://de.wikipedia.org/wiki/Metallische_Bindung

Infolge der besonderen Anordnung von Atomrümpfen und der sie umgebenden Elektronengaswolke sind Metalle gute elektrische Leiter und besitzen im Gegensatz zu den spröden Salzkristallen eine hohe Duktilität (Verformbarkeit).

Im Falle von Halbmetallen verlassen die Valenzelektronen nur bei höheren Temperaturen ihre Atomrümpfe. Dieses Phänomen verleiht ihnen ihre besonderen Eigenschaften, welche zum Beispiel beim Bau von Computer-Chips genutzt werden.

Eine metallische Bindung zwischen zwei unterschiedlichen Metallen wird als Legierung bezeichnet. Diese finden auch in der Medizin Anwendung, zum Beispiel in Form von Amalgan (Legierung bestehend aus Quecksilber und einem anderen Metall, z.B. Silber, Zinn oder Kupfer), welches in Zahnfüllungen verwendet wird.

Unter einer Wasserstoffbrückenbindung versteht man die Wechselwirkung zwischen einem kovalent gebundenen Wasserstoff-Atom, welches eine positive Partialladung aufweist, und einem freien Elektronenpaar eines anderen Atoms. Dieses andere Atom kann sich in demselben Molekül befinden wie der Wasserstoff (intramolekulare Wasserstoffbrückenbindung) oder in einem anderen Molekül (intermolekulare Wasserstoffbrückenbindung).

https://de.wikipedia.org/wiki/Wasserstoffbrückenbindung

Als klassisches Beispiel für Wasserstoffbrückenbindungen dient die Wechselwirkung von Wassermolekülen. In einem Molekül H2O ist Wasserstoff kovalent mit Sauerstoff verbunden, wobei es sich aufgrund der großen Unterschiede in der Elektronegativität um eine polare Bindung handelt. Wasserstoff weist eine positive Partialladung auf und tritt mit einem der freien Elektronenpaare des Sauerstoffs eines benachbarten Wassermoleküls in Wechselwirkung.

Die Bindungsenergie von Wasserstoffbrückenbindungen liegt mit 50-100 kJ / mol deutlich unter der von kovalenten, ionischen oder metallischen Bindungen. Wasserstoffbrückenbindungen sind aber nicht minder wichtig und spielen eine große Rolle bei der Struktur vieler Moleküle unseres Körpers, die durch Wasserstoffbrücken stabilisiert wird.

Van-der-Waals-Bindungen können in jedem beliebigen Molekül auftreten – Polarität ist keine Voraussetzung. Sie kommen dadurch zustande, dass Elektronen immer wieder für kurze Momente ungleich verteilt sind und damit von der schematischen Darstellung, wie wir sie zur Darstellung von Atomen und Molekülen wählen, abweichen. Durch diese ungleiche Verteilung entstehen Dipole, die dann wiederum mit anderen Dipolen wechselwirken können. Die Bindungsenergie von Van-der-Waals-Kräften liegt deutlich unter der von Wasserstoffbrückenbindungen.