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Theorie: Chemische Bindungen - Atombindung

Chemische Bindungen: Atombindung

KOVALENTE BINDUNG / Atombindung / Elektronenpaarbindung
Die Elektronenpaarbindung beherrscht das große Gebiet der organischen Chemie und damit die elektrotechnisch wichtigen Kunststoffe, aber auch die Chemie der lebenden Natur. Der Hauptgrund dafür, dass wir diesen Bindungstyp als Elektrotechniker kennen müssen, ist die überragende Bedeutung der Halbleiterwerkstoffe, besonders des Siliziums, für die Elektronik. Ein Siliziumkristall wird durch kovalente Bindungen zusammengehalten.

Im Gegensatz zu den Verhältnissen bei der Ionenbindung sind die Partner einer kovalenten Bindung (z.B. die Atome eines Siliziumkristalls) elektrisch neutral. Hier geht kein Elektron auf Dauer von dem einen Atom zum anderen über.

Eine einzelne kovalente Bindung wird durch ein Paar von Elektronen vermittelt, wobei je ein Elektron von jedem der beiden Bindungspartner stammt. Die Eigendrehimpulse (Spins) der beiden Elektronen sind antiparallel gerichtet. (1) Die beiden Elektronen befinden sich bevorzugt zwischen den beiden Atomen und schaffen so eine Elektronenbrücke.(s. Bild). Infolgedessen zeigt die negative Raumladungsdichte die größten Werte längs der Verbindungslinie zwischen den Atomen; im Gegensatz zur Ionenbindung ist die Ladungsverteilung also nicht kugelsymmetrisch, sondern stark richtungsabhängig. Die an der Bindung beteiligten Elektronen sind nicht mehr an ihren Ursprungsatomen lokalisiert, sondern bilden gemeinsam die den beiden verbundenen Atomen zukommende Ladungsverteilung. Es sind Elektronenbrücken zwischen den Atomen.
Kovalente Bindungen treten bevorzugt auf, wenn sich im gebundenen Zustand insgesamt wieder Edelgaskonfigurationen ausbildet. Das ist nur dann möglich, wenn die einzelnen freien Atome keine Edelgasschale haben.
Nehmen wir Silizium als Beispiel. Nach dem Periodensystem (PSE) fehlen dem Si-Atom 4 Elektronen zum Abschluss der äußersten Schale. Wenn 4 weitere Si-Atome, die das betrachtete Atom als nächste Nachbarn umgeben, je eines dieser Elektronen liefern, so entsteht wir eine Edelgaskonfiguration. Durch die 4 Elektronenpaare ist das ursprüngliche freie Atom an die 4 anderen Si-Atome gebunden.
Werden weitere Si-Atome hinzugefügt, so können an den Bindungspartnern des zuerst betrachteten Atoms Edelgaskonfigurationen erzeugt werden. So baut sich ein komplexes Si-Kristall auf.
Jedes Atom ist von 4 anderen als nächste Nachbarn umgeben. Werden die Elektronen durch Punkte symbolisiert, so ergibt sich diese Darstellung. In diesem zweidimensionalen Modell ist am zentralen Atom die Edelgaskonfiguration gut zu erkennen.
Aus Symmetriegründen weisen die 4 Elektronenbrücken (und damit die 4 Bindungen) vom Ursprungsatom in die 4 Ecken eines Tetraeders. Es treten hier im Gegensatz zum Ionengitter definierte Bindungsrichtungen auf. Die Ladungsverteilung ist auch im Kristall nicht mehr kugelsymmetrisch.

Das Bild ziegt die Tetraederstruktur der Elektronenpaarbindung des Si-Kristalls
Der Grund für das Zustandekommen kovalenter Bin­dungen liegt demnach darin, dass beim Ausbilden einer Edelgasschale Energie gegenüber dem Zustand freier Atome gewonnen wird und sich so eine Anziehungskraft ergibt, obwohl die Atome keine Gesamtladung haben, also elektrisch neutral sind.

Obgleich die Einzelheiten etwas verwickelt sind, können wir so verstehen, daß die anziehenden Kräfte, die die Bindung ausmachen, wieder elektrostatische Kräfte zwischen positiven und negativen Ladungen sind: Durch die Einbeziehung weiterer Elektronen bis zur Auffüllung der äußeren Schale wird die Ladungsverteilung (gegenüber der Verteilung beim freien Atom) so verändert, daß bei der Herstellung der Bindung insgesamt ein Energiegewinn erzielt wird. Dabei ist die Bindungsenergie relativ groß, sie beträgt für eine C-C-Bindung (1) im Diamantkristall 7,3 eV.

Wegen der definierten Bindungswinkel lässt sich ein "kovalenter" Kristall nicht so zwanglos aufbauen wie ein Ionenkristall. Die Bindungsrichtungen schaffen hier zusätzliche Bedingungen. Das führt zu einer wesentlich geringeren Packungsdichte.

Für die elektrische Leitfähigkeit gilt hier das gleiche wie bei Ionenkristallen: Da alle Elektronen für die Bindungen "verbraucht" sind, gibt es bei T = O K keine freien Ladungsträger, der Kristall ist ein Isolator. Bei T > O K werden jedoch Bindungen durch die thermische Energie aufgebrochen und Elektronen freigemacht: mit steigender Temperatur nimmt die elektrische Leitfähigkeit zu.
Dieser Mechanismus der entstehenden Eigenleitung eines Si-Kri­stalls ist für das Verständnis des Halbleiters von fundamentaler Bedeutung.
Zusammenfassung:
  • Bei der kovalenten Bindung bleiben die Atome neutral.
  • Die Bindung wird durch Elektronenpaare bewirkt, die zu beiden Bindungspartnern gehören.
  • Die Ladungsverteilung zeigt räumliche Vorzugsrichtungen.
  • Durch kovalente Bindungen zusammengehaltene Kristalle sind relativ locker gepackt.
  • Es gibt ausgeprägte Bindungsrichtungen.
  • Die Kristalle sind bei T = O K Isolatoren.
  • Mit steigender Temperatur nimmt die Leitfähigkeit zu.
Hinweis:
Bei vielen chemischen Verbindungen liegt weder eine reine Ionenbindung noch eine rein kovalente Bindung vor, sondern eine Mischung zwischen beiden. Dann werden die Anziehungskräfte teils durch Ionenladungen, teils durch Elektronenbrücken erzeugt. Man spricht dann von einem ionischen und einem kovalenten Anteil der Bindung. Wichtige Beispiele sind die Metalloxide, die eine überwiegend ionische Bindung mit einem mehr oder weniger schwachen kovalenten Anteil zeigen. Darum werden Metalloxide als Isolatoren verwendet.