Chemische Bindungen - Die drei Haupttypen

Du kennst sicher den Unterschied zwischen einem Eisennagel, Kochsalz und Sauerstoff - aber weißt du auch, warum sie sich so unterschiedlich verhalten? Das liegt an ihren chemischen Bindungen!

Bei der Metallbindung geben Metallatome ihre Valenzelektronen ab und bilden ein Metallgitter. Die freigewordenen Elektronen bewegen sich als "Elektronengas" zwischen den positiv geladenen Atomrümpfen. Deshalb leiten Metalle so gut Strom und Wärme.

Die Ionenbindung entsteht, wenn Metalle auf Nichtmetalle treffen. Metalle geben Elektronen ab (werden zu Kationen), Nichtmetalle nehmen sie auf (werden zu Anionen). Diese gegensätzlich geladenen Ionen ziehen sich stark an - so entstehen Salze wie Kochsalz.

Bei der Atombindung teilen sich Nichtmetalle Elektronenpaare, um die Oktettregel zu erfüllen. Dabei können Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindungen entstehen. Das Ergebnis sind Moleküle wie Wasser oder Sauerstoff.

Merktipp: Metall + Metall = Metallbindung, Metall + Nichtmetall = Ionenbindung, Nichtmetall + Nichtmetall = Atombindung

Eigenschaften der verschiedenen Bindungstypen

Metalle haben durch ihre frei beweglichen Elektronen ganz besondere Eigenschaften. Sie sind hervorragende elektrische und Wärmeleiter, haben Metallglanz und lassen sich verformen (duktil). Ihre Schmelz- und Siedepunkte sind extrem hoch - Eisen schmilzt erst bei 1538°C!

Ionenkristalle wie Kochsalz verhalten sich völlig anders. Als Feststoff leiten sie keinen Strom, aber geschmolzen oder in Wasser gelöst werden sie zu guten Leitern. Sie haben ebenfalls hohe Schmelzpunkte (NaCl: 801°C) und sind spröde - bei Verformung stoßen sich gleichnamige Ionen ab.

Moleküle sind die Individualisten unter den Bindungen. Sie leiten grundsätzlich keinen Strom und haben meist niedrige Schmelz- und Siedepunkte. Sauerstoff ist bei -183°C schon gasförmig! Man unterscheidet zwischen polaren Molekülen (wie Wasser) und unpolaren (wie Methan).

Praxistipp: Für Klassenarbeiten merkst du dir: Hohe Schmelzpunkte = starke Bindungen $Metall-/Ionenbindung$, niedrige Schmelzpunkte = schwache Bindungen (Moleküle)