Halbleitertechnologie von A bis Z

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Bindungsbestreben

Elektronen, die sich auf der äußersten Schale befinden, können sich vom Atom lösen (z.B. durch Zuführen von Energie in Form von Wärme) und mit anderen Atomen ausgetauscht werden. Verbindungen von mehreren Elementen nennt man Moleküle. Der Grund für das Bindungsbestreben ist das Erreichen der mit acht Elektronen voll besetzten äußersten Schale: die so genannte Edelgaskonfiguration. Stoffe, die die volle Außenschale erreicht haben, gehen keine Verbindungen ein (einige wenige Ausnahmen wie z.B. Xenon-Fluor-Verbindungen sind möglich).

Dabei unterscheidet man hauptsächlich zwischen drei verschiedenen Arten von Bindungen, die im Folgenden näher erläutert werden.

Die Atombindung

Nichtmetalle gehen diese Verbindung ein um das Elektronenoktett zu vervollständigen. So können zwei Fluoratome (je sieben Außenelektronen) durch gegenseitigen Austausch eines Elektrons ihr Elektronenoktett auffüllen. Der Abstand zwischen den beiden Atomkernen repräsentiert einen Kompromiss zwischen der Anziehung von Atomkern und Bindungselektronen und der Abstoßung der beiden Atomkerne. Der Grund für Atombindungen ist das Bestreben der Natur den energetisch niedrigsten Zustand herzustellen. Da den Elektronen durch den Zusammenschluss mehrerer Atome zu einem Molekül "mehr Raum" zur Verfügung steht, was einer geringeren Energie entspricht, kommt es überhaupt erst zur Atombindung.

Aus dem Bindungsbestreben zum Erreichen der voll besetzten Außenschale ergibt sich, dass Fluoratome elementar niemals atomar, sondern immer als Fluormolekül auftreten: F2. Dies gilt auch für Stickstoff (N2), Sauerstoff (O2), Chlor (Cl2), Brom (Br2) und Jod (I2). Auf Grund der Elektronenpaare nennt man diese Bindung auch Elektronenpaarbindung oder kovalente Bindung.

In der folgenden Abbildung ist die Atombindung am Beispiel von Silan (SiH4) dargestellt (beim Siliciumatom ist nur die äußerste Schale abgebildet). Das Siliciumatom erreicht durch die Bindung die volle Achterschale, die Wasserstoffatome die bereits mit zwei Elektronen voll besetzte erste Schale.

Atombindung

Atombindung

Die Ionenbindung

Ionenbindungen entstehen durch den Zusammenschluss von Metallen und Nichtmetallen. Metalle haben das Bestreben, Elektronen abzugeben um eine vollständig gefüllte Außenschale zu erreichen, Nichtmetalle können dagegen zusätzliche Elektronen aufnehmen. Ein Beispiel für eine Ionenbindung ist Natriumchlorid (NaCl, Kochsalz).

Das Natriumatom gibt sein Valenzelektron ab (damit besitzt es mehr Protonen als Elektronen und ist positiv geladen), Chlor nimmt ein Elektron auf und ist damit einfach negativ geladen. Durch die unterschiedlichen Ladungen ziehen sich die zwei Atome an. Ein geladenes Atom bezeichnet man als Ion, dabei unterscheidet man zwischen Kation (positive Ladung) und Anion (negative Ladung).

Prinzip der Ionenbindung

Prinzip der Ionenbindung

Prinzip der Ionenbindung

Da die Atome immer in einer sehr hohen Anzahl auftreten, richten sie sich dabei Dank der Anziehungs- und Abstoßungskräfte zu einem gleichmäßigen Ionengitter aus. Stoffe, die im festen Zustand ein solches Gitter bilden, bezeichnet man als Salze.

Kristallgitter bei der Ionenbindung von Natriumchlorid

Kristallgitter bei der Ionenbindung von Natriumchlorid

Die Metallbindung

Metalle gehen diese Bindung ein, um die stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen. Dazu gibt jedes Metallatom seine Außenelektronen ab: es entstehen positiv geladene Metallionen (Atomrümpfe) und freie Elektronen zwischen denen starke Anziehungskräfte herrschen. Die Metallionen stoßen sich untereinander ebenso ab wie die Elektronen.

Da die Anziehungs- und Abstoßungskräfte in alle Richtungen des Raumes wirken ordnen sich die Atomrümpfe zu einem regelmäßigen Gitter an. In den Zwischenräumen befinden sich die frei beweglichen Elektronen als so genanntes Elektronengas, dieses hält die positiven Metallionen zusammen. Auf Grund der frei beweglichen Elektronen leiten Metalle den elektrischen Strom sehr gut.

Metallbindung

Metallbindung

Die physikalischen und chemischen Eigenschaften der Verbindungen sind von der Bindungsart abhängig. So bedeuten stärkere Anziehungskräfte höhere Schmelz- und Siedepunkte, die Anzahl der freien Elektronen beeinflusst die Leitfähigkeit.

Schwache Bindungen

Die schwachen Bindungen sind keine eigentlichen Bindungen innerhalb von Molekülen, sondern Wechselwirkungen zwischen Molekülen, die in der Regel auf Ladungsverschiebungen innerhalb eines Moleküls zurückzuführen sind. So entstehen positive und negative Ladungsschwerpunkte, durch welche sich Moleküle gegenseitig anziehen.

Die stärkste der schwachen Bindungen ist die Wasserstoffbrückenbindung, sie ergibt sich im Wassermolekül (H–O–H) aus dem Bindungswinkel zwischen Sauerstoff und den Wasserstoffatomen. Dadurch verteilen sich die elektrischen Ladungen im Molekül asymmetrisch (negativ am Sauerstoff, positiv am Wasserstoff), so dass sich benachbarte Moleküle anziehen. Daneben gibt es noch weitere Bindungen, wie die Van-der-Waals-Bindung, welche noch einmal schwächer sind.

Die Bindungsenergie der chemischen Bindungen liegt bei einigen Hundert bis einigen Tausend Kilojoule/Mol (kJ/mol). Bei Wasserstoffbrückenbindungen bei bis zu 100 kJ/mol und bei den Van-der-Waals-Kräften bei 0,5–5 kJ/mol.