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B978-3-437-29695-6.50009-1

10.1016/B978-3-437-29695-6.50009-1

978-3-437-29695-6

Metalle und Nichtmetalle im Periodensystem. Änderung von Metallcharakter und Elektronegativität innerhalb der Perioden und Gruppen (beispielhaft Gruppe 14).

Elektronegativität wichtiger Hauptgruppenelemente.

Relative Größe von Atomen und Ionen einiger Hauptgruppenelemente im Vergleich. Die realen Werte liegen zwischen 0,06 und 0,38 nm (1 nm = 10–9 m).

Ausschnitt aus dem Ionengitter von Lithiumfluorid (LiF).

Bildung einer σ-Bindung durch Überlappen von zwei einfach besetzten 1s-Atomorbitalen zum σ-Molekülorbital im Wasserstoffmolekül (a = Bindungslänge).

Energiediagramm für die Bildung einer Atombindung beim Übergang von einfach besetzten 1s-Atomorbitalen in das bindende σ- und das antibindende σ*-Molekülorbital (H2-Molekül).

a) Elektronenkonfiguration des Kohlenstoffatoms (vor und nach der sp3-Hybridisierung); b) sp3-Orbitale am Kohlenstoffatom.

Verschiedene Darstellungen des Methan-Moleküls, um den tetraedrischen Bau zu verdeutlichen.

a) Orbitalschema des C-Atoms vor und nach sp2-Hybridisierung; b) sp2-Orbitale und das pz-Orbital am Kohlenstoffatom; c) Aufsicht auf b) (zu erkennen ist die trigonale Anordnung der sp2-Orbitale).

Bildung des π-Molekülorbitals durch Überlappen der 2pz-Atomorbitale im Ethen (Ausbildung der π-Bindung).

Geometrie des Wassermoleküls und daraus abgeleiteter organischer Moleküle ( = Gesamt-Dipolmoment, R = organische Reste).

Geometrie des Ammoniakmoleküls und eines Amins ( = Gesamt-Dipolmoment, R = organischer Rest).

Ionenbildung bei den Elementen Natrium und Fluor (Änderungen sind durch einen Pfeil markiert).

Tab. 3/1

Formeln und Namen einiger wichtiger Ionen.

Tab. 3/2
Na Natrium-Ion
K Kalium-Ion
Mg2⊕ Magnesium-Ion
Ca2⊕ Calcium-Ion
H Wasserstoff-Ion (Proton)
Cu2⊕ Kupfer(II)-Ion
Fe2⊕ Eisen(II)-Ion
Fe3⊕ Eisen(III)-Ion
Co2⊕ Cobalt(II)-Ion
nh4 Ammonium-Ion
F Fluorid
Cl Chlorid
Br Bromid
I Iodid
OH Hydroxid
S2⊖ Sulfid
SO24 Sulfat
NO3 Nitrat
PO3⊖4 Phosphat
HCO3 Hydrogencarbonat
CH3COO Acetat

Formeln und Namen einiger Salze.

Tab. 3/3
Formel Name
NaCl Natriumchlorid
KI Kaliumiodid
CaF2 Calciumfluorid
NaHCO3 Natriumhydrogencarbonat
Na2CO3 Natriumcarbonat
MgSO4 Magnesiumsulfat
BaSO4 Bariumsulfat
Formel Name
(NH4)2SO4 Ammoniumsulfat
AgNO3 Silbernitrat
NaNO2 Natriumnitrit
FeCl3 Eisen(III)-chlorid
NaH2pO4 Natriumdihydrogenphosphat
CuSO4 Kupfer(II)-sulfat
CH3COONa Natriumacetat

Bildung einfacher Moleküle aus den Atomen.

Tab. 3/4
Atome Moleküle (Strukturformel) Summenformel (Namen) relative Molekülmassen
H2 (Wasserstoff) 2
F2 (Fluor) 38
HCL (Chlorwasserstoff) 36,5
H2O (Wasser) 18
NH3 (Ammoniak) 17
CH4 (Methan) 16

Beispiele für Bindungslängen und Bindungsenergien.

Tab. 3/5
Molekül Bindungslänge Bindungsenergie ΔH0
H2 (Wasserstoff) H-H 0,074 nm 436 KJ/mol
H20 (Wasser) 0-H 0,096 nm 463 kJ/mol
NH3 (Ammoniak) N-H 0,100 nm 391 kJ/mol
CH4 (Methan) C-H 0,107 nm 413 kJ/mol

Bindungsdaten für die C-C-Einfach- und -Doppelbindung.

Tab. 3/6
Molekül Hybridisierung der C-Atome C-C-Bindungsenergie ΔH0 (kJ/mol) C-C-Bindungsabstand
sp 3 369 0,154 nm
sp 2 683 0,133 nm

Grundtypen der chemischen Bindung

Orientierung

Atome eines Elements können sowohl miteinander als auch mit Atomen anderer Elemente zusammentreten. Dieses Wechselspiel des sich miteinander Verbindens und wieder Lösens liegt allen chemischen Prozessen zugrunde und es geht in einem Chemiebuch darum, die Regeln für dieses Wechselspiel kennen zu lernen. Das, was die entstehenden Gebilde (Metalle, Salze, Moleküle) zusammenhält, bezeichnet man als chemische Bindung. Dabei prägt jedes Element der Verbindungswelt seinen „Charakter” ein, der formal mit der Elektronenkonfiguration der Atome zusammenhängt. Den Qualitäten von Elementen in ihren Verbindungen nachzuspüren ist der Weg, um aus der Welt der Atome und Elementarteilchen wieder zu den wahrnehmbaren Eigenschaften in der Welt der Minerale und der Lebewesen zu gelangen.

Antwort erhalten Sie u. a. auf folgende Fragen:

  • Was sind Metalle, was Nichtmetalle?

  • Wie entstehen Ionen und was sind Salze?

  • Wie kommt es zur Atombindung und was sind Moleküle?

  • Wie sehen die Dipolmoleküle von Wasser und Ammoniak aus?

  • Welche Bindungen gehen Kohlenstoffatome mit sich selbst und mit Atomen anderer Elemente ein?

Oktettregel

Für den Zusammenhalt von Atomen ist eine chemische Bindung erforderlich, von der es drei Grundtypen gibt: die metallische Bindung, die Ionenbindung und die Atombindung. Die Tendenz dazu, die eine oder andere Bindung einzugehen, hängt mit der Konfiguration der Valenzelektronen zusammen. Erreicht die Valenzschale eines Atoms durch die Bindung Edelgaskonfiguration (s2p6), wie sie dem Neon, Argon oder Krypton entspricht, bzw. 1s2 wie beim Helium, so ist die Anordnung energetisch günstig und damit stabil. Edelgasatome haben deshalb eine geringe Tendenz, miteinander oder mit Atomen anderer Elemente Bindungen einzugehen, Edelgase liegen atomar vor. Die Atome der meisten übrigen Elemente versuchen sich mit einem oder mehreren Bindungspartnern so zu arrangieren, dass möglichst die Edelgas-Konfiguration (1s2 oder s2p6) auf der äußeren Schale erreicht wird.

Oktettregel

Oktettregel (Edelgasregel): Das Bestreben von Atomen, beim Ausbilden einer chemischen Bindung formal acht Valenzelektronen um sich zu haben.

Metallische Bindung

Metall

Metalle.
Vorzugsweise Atome von Elementen mit einem oder zwei Valenzelektronen können sich fest zusammenlagern, indem sich die Atome in Gittern anordnen und die Valenzelektronen so weit gelockert sind, dass sie sich zwischen den räumlich fixierten, positiv geladenen Atomrümpfen frei bewegen können. Die Elektronen sind gleichsam ein „Elektronengas”, sie gehören zu keinem einzelnen Atom mehr, sie sind delokalisiert, leicht beweglich und halten als Elektronenwolke die positiv geladenen Atomrümpfe zusammen. Derartige Atomverbände haben einen regelmäßigen Aufbau, neigen zur Kristallisation, glänzen an der Oberfläche, besitzen eine gute Wärmeleitfähigkeit und leiten den elektrischen Strom. Elemente mit solchen Eigenschaften heißen Metalle. Alle Elemente, die keine metallische Bindung eingehen, bezeichnet man als Nichtmetalle.

Nichtmetall

Die Anziehungskräfte, die zwischen Atomen durch delokalisierte Valenzelektronen zustande kommen, bezeichnet man als metallische Bindung.

metallische Bindung

Metalle im Periodensystem.
Im Periodensystem stehen die Metalle bevorzugt in den Hauptgruppen 1 und 2, und außerdem sind alle Elemente der Nebengruppen Metalle, was sich in dem Synonym Übergangsmetalle ausdrückt. Zwischen den Metallen und den Nichtmetallen gibt es sog. Halbmetalle wie z. B. Silicium oder Germanium.

Übergangsmetall

Ein Blick auf das Periodensystem (Abb. 3/1) zeigt, wo man Metalle und Nichtmetalle findet. Innerhalb einzelner Hauptgruppen kann ein Wechsel der Eigenschaften eintreten. Kohlenstoff (Gruppe 14) ist ein Nichtmetall, Silicium und Germanium sind Halbmetalle, Zinn und Blei sind Metalle. Innerhalb einer Periode stehen links die Metalle (Alkali- und Erdalkalimetalle) und rechts die Nichtmetalle (Sauerstoff/Schwefel, Halogene, Edelgase). Anders ausgedrückt: Links unten im Periodensystem stehen typische Metalle (z. B. Caesium), rechts oben typische Nichtmetalle (z. B. Fluor).

Der metallische Charakter eines Elements nimmt innerhalb einer Hauptgruppe von oben nach unten zu und innerhalb einer Periode von links nach rechts ab.

Legierung

Legierungen.
Mischt man verschiedene Metalle, z. B. durch Schmelzen und Wiederabkühlen, so bilden sich häufig Mischkristalle. Man bezeichnet solche Metallsysteme, die als Werkstoffe von großer Bedeutung sind, als Legierungen. Dies sind keine Verbindungen oder Stoffgemische, sondern sog. intermetallische Phasen. In Abhängigkeit von der Größe der Metallatome und der Anzahl der Valenzelektronen weisen manche Legierungen eine definierte Zusammensetzung auf. Sie liegen in bestimmten Kristallstrukturen vor, die anders sind als die der reinen Komponenten. So wird verständlich, dass sich die physikalischen Eigenschaften von Legierungen oft sehr stark von den Eigenschaften der reinen Metalle unterscheiden, z. B. durch eine veränderte Leitfähigkeit oder eine größere Härte. Aber auch die Korrosionsbeständigkeit kann sich erhöhen, wie z. B. beim Eisen durch Zulegieren von Chrom, Nickel oder Molybdän (V2A-Stahl). Andere Beispiele für Legierungen sind Bronze (Cu/Sn), Messing (Cu/Zn) und Neusilber (Cu/Ni/Zn).
Für die Entwicklung der Menschheit spielten die Fähigkeit, Metalle zu gewinnen, und das Erlernen der Metallverarbeitung eine große Rolle, weil sich dies unmittelbar auf die Werkzeug- und Waffentechnik auswirkte. Die Bezeichnungen Bronze- und Eisenzeit für bestimmte Epochen deuten darauf hin.

Es ist nicht alles Gold, was glänzt

Die Ein-Euro-Münze besteht aus einem goldgelben Ring (75 % Cu, 20 % Zn, 5 % Ni) und einem silbernen Kern (75 % Cu, 25 % Ni), bei Zwei-Euro-Münzen ist es umgekehrt. Kürzlich wurde gezeigt, dass Körperschweiß Nickel aus den Münzen freisetzt und Nickel-Allergien auslösen kann.
In der Zahnmedizin werden Metalle für konservierende Zwecke oder für den Zahnersatz verwendet. Voraussetzung ist, dass die eingesetzten Metalle keine giftigen Ionen freisetzen. Dies können nur Edelmetalle bzw. deren korrosionsfeste Legierungen gewährleisten. Sicher ist in diesem Sinn das Gold, das wegen seiner geringen Härte jedoch nur als Legierung zusammen mit Pt, Pd, Ag und Cu verwendet wird. „Spargold” enthält weniger Au, dafür mehr Pd. Für die Zahnkonservierung größte Bedeutung hat das Silberamalgam. Intensives Verreiben von Quecksilber mit einem Metallpulver, das überwiegend Silber und kleine Teile Sn, Zn und/oder Cu enthält, liefert ein plastisches Material, das nach kurzer Zeit fest wird. Beim Aushärten dehnt sich der Metallkörper etwas aus, wodurch ein fester Sitz im Zahn erreicht wird.
Bei allen Metallen im Mund besteht die Gefahr, dass sich unter der Einwirkung des Speichels Lokalströme ausbilden, die die Gesundheit beeinträchtigen. Das ist besonders dann der Fall, wenn verschiedene Metalle oder Legierungen verwendet werden. Eine andere Gefährdung liegt in dem Umstand, dass sich Spuren der Metalle herauslösen und zu einer chronischen Gesundheitsbelastung führen. Symptome dafür können u. a. Allergien, Migräneanfälle oder Leberschäden unklarer Genese sein. Der Speichel ist gegenüber Metallen von Mensch zu Mensch unterschiedlich aggressiv, d. h., das Risiko einer Schwermetallbelastung ist unterschiedlich. Einen Schutz bieten hier Keramik-Materialien, z. B. auf der Basis von Porzellan oder Zirkonium(IV)-oxid (Zirkonoxid).

Ionenbindung

Kationen

Kation

Atome mit einer geringen Anzahl Valenzelektronen (Metalle) haben eine Tendenz, diese abzugeben, die darunter liegende, dann äußere Schale hat Edelgaskonfiguration (s2p6). Die Elektronenabgabe aus Atomen führt zu Kationen, die positiv geladen sind. Beispiele:

Natrium-IonMagnesium-Ion         NaNa+eMgMg2+2e1s22s22p63s11s22s22p61s22s22p63s21s22s22p6

Ionisierungsenergie

Für das Herauslösen eines Elektrons aus einem Atom wird Energie benötigt, die man Ionisierungsenergie nennt. Sie nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu und innerhalb einer Hauptgruppe von oben nach unten ab. Die Edelgase haben in einer Periode die höchste Ionisierungsenergie. Eine geringe Ionisierungsenergie ist typisch für Metalle.

Anionen

Anion

Atome, denen an der Edelgaskonfiguration der Valenzelektronen (1s2 bzw. s2p6) ein oder zwei Elektronen fehlen (Nichtmetalle), haben eine Tendenz, diese aufzunehmen. Dabei entstehen negativ geladene Teilchen, die Anionen. Beispiele:

Fluorid-IonOxid-IonF+eFO+2eO21s22s22p51s22s22p61s22s22p41s22s22p6

Elektronenaffinität

Im ersten Beispiel wird bei diesem Vorgang Energie frei (– 328 kJ/mol), im zweiten muss Energie aufgewendet werden (+ 704 kJ/mol). In beiden Fällen bezeichnet man diese Energie als Elektronenaffinität (Energieabgabe: –; Energieaufnahme: +). In den Perioden nimmt bei den Elementen der Gruppen 15 bis 17 die Tendenz, dass Energie frei wird, von links nach rechts zu. Beim Sauerstoff wird bei der Aufnahme des ersten Elektrons Energie frei (– 141 kJ/mol), das zweite verbraucht dann Energie, die ein Reaktionspartner aufbringen muss. Die Edelgase zeigen keine Neigung, Elektronen aufzunehmen.

Neigung zur Ionenbildung

Elektronegativität.
Die Neigung zur Bildung von Ionen, d. h. die Aufnahme/Abgabe von Elektronen, ist nicht bei allen Elementen des Periodensystems gleich ausgeprägt. Eine deutliche Tendenz zur Bildung von Kationen beobachtet man bei den Elementen der Hauptgruppen 1 und 2 sowie bei den Nebengruppenelementen. Anionen entstehen bevorzugt aus Elementen der Gruppen 16 und 17. Um bei der Abschätzung der Tendenz zur Ionenbildung nicht auf schwierig zu messende Energiegrößen (Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität) angewiesen zu sein, hat man den Begriff Elektronegativität (EN) eingeführt. Es handelt sich um eine relative Größe mit dimensionslosen Werten zwischen 0,7 und 4,0.

Elektronegativität

Elektronegativität (EN) charakterisiert die Tendenz eines Atoms gegenüber einem Partner, Elektronen anzuziehen. Die Zahlenangaben für jedes Element sind als relative Größen dimensionslos.

Hohe EN bedeutet, dass ein Atom z. B. in einer Verbindung eine starke Tendenz hat, Elektronen zu sich herüberzuziehen (Beispiele: F 4,0; O 3,4). Innerhalb einer Periode (ohne Edelgase) nimmt die EN von links nach rechts zu, innerhalb einer Hauptgruppe von oben nach unten ab (Abb. 3/2).
Elemente, die sich in ihrer EN stark unterscheiden, bewirken eine gegenseitige Ionisierung der Atome, es entstehen Ionen und damit chemische Verbindungen, die man Salze nennt ( Kap. 3.3.5). Atome mit ähnlicher EN bilden untereinander Atombindungen aus ( Kap. 3.4). Zwischen diesen klar unterscheidbaren Prozessen gibt es Übergange.

Atom- und Ionenradien

Atomradius.
Für die Atome der Elemente lässt sich ein Atomradius angeben, der im Bereich von 0,06 – 0,25 nm (1 nm = 10–9 m) liegt. Die Atomradien ändern sich von Element zu Element. Sie nehmen innerhalb einer Periode (ohne Edelgase) von links nach rechts ab, denn durch die steigende positive Kernladung werden die negativen Elektronen stärker angezogen. Innerhalb einer Hauptgruppe nimmt der Atomradius von oben nach unten zu, weil jeweils neue, weiter außen liegende Schalen mit Elektronen besetzt werden.
Ionenradius.
Bildet man aus einem Atom durch Entfernen der Valenzelektronen ein Kation, so nimmt der Radius des Teilchens deutlich ab. Betrachtet man den Ionenradius verschiedener Elemente (Abb. 3/3), so nimmt er innerhalb einer Hauptgruppe wegen hinzukommender Schalen von oben nach unten zu. Bei benachbarten Elementen einer Periode hat das zweifach positiv geladene Kation einen kleineren Radius als das einfach positiv geladene.
Entsteht aus einem Atom durch Aufnahme eines Valenzelektrons ein Anion, dann vergrößert sich der Radius des Teilchens. Durch die zusätzliche negative Ladung weitet sich die äußere Schale. Innerhalb einer Hauptgruppe (z. B. der Halogene) nimmt der Ionenradius von oben nach unten erwartungsgemäß zu (Abb. 3/3). Anionen innerhalb einer Periode sind deutlich größer als die Kationen.
In Tabelle 3/1 ist nochmals zusammengefasst, welche Größen sich bei der Bildung von Kationen bzw. Anionen aus den Atomen ändern und welche gleich bleiben.

Salze

Gibt man in einem Reaktionsgefäß metallisches Natrium und Chlorgas zusammen, so tritt eine heftige Reaktion ein. Aus den Elementen entsteht eine farblose Verbindung, das Natriumchlorid (= Kochsalz). Es hat völlig andere Eigenschaften als die zugrunde liegenden Elemente. Kochsalz setzt sich aus Natrium- und Chlorid-Ionen zusammen, es ist eine Ionenverbindung. Die Schreibweise NaCl macht nicht deutlich, dass die Substanz aus Ionen aufgebaut ist.

2 Na + Cl 2 2 NaCl

Verbindungen, die in festem Zustand aus Ionen aufgebaut sind, heißen Salze.

Ionengitter

Bei der Reaktion der Elemente sind von den Natriumatomen Elektronen auf die Chloratome übergegangen. Die entstandenen Ionen bilden einen festen Ionenverband: In allen drei Richtungen des Raumes reihen sich Kationen und Anionen abwechselnd zu einem Ionengitter aneinander (Abb. 3/4). Der Zusammenhalt erfolgt einzig und allein durch elektrostatische Anziehungskräfte zwischen den Ionen. Die Ionenbindung (auch als heteropolare Bindung bezeichnet) ist ungerichtet.

Ionenbindung

Anziehungskräfte, die gegensinnig geladene Ionen zusammenhalten, bezeichnet man als Ionenbindung.

Salze

Salze entstehen aus Elementen, die eine große Differenz in den Elektronegativitäten aufweisen ( Kap. 3.3.3). Sie kristallisieren leicht, haben hohe Schmelzpunkte (NaCl: 801 °C) und ihre Schmelzen leiten den elektrischen Strom. Bei den Leitungsvorgängen sind Ionen die Ladungsträger, nicht Elektronen wie bei den Metallen.
Die Bindungsenergie eines Salzes bezeichnet man als GitterenergieHU). Sie beträgt beim NaCl 788 kJ/mol. Diese Energie wird frei (negatives Vorzeichen), wenn sich Ionenkristalle bilden. Man muss sie aufwenden, wenn das Ionengitter gegen die elektrostatische Anziehung in die einzelnen Ionen zerlegt werden soll ( Kap. 7.1).

Namen wichtiger Ionen/Salze, Molberechnung

Ionen können entsprechend der Stellung der Elemente im Periodensystem einfach oder mehrfach positiv bzw. negativ geladen sein (Na, Mg2, Al3⊕ oder Cl, S2⊖), abhängig davon, wie viele Elektronen zum Erreichen der Edelgaskonfiguration abgegeben bzw. aufgenommen werden müssen. Die Ladung steht rechts oben am Elementsymbol. Bei einfachen Ionen entspricht die Ladung zugleich der Wertigkeit bzw. Oxidationsstufe ( Kap. 9.6.1) des betreffenden Elementes.
Zur Benennung von Kationen ergänzt man den Elementnamen durch den Zusatz „Ion”. Manche Ionen treten mit unterschiedlicher Wertigkeit auf (Fe2, Fe3), was man im Namen berücksichtigen muss (Tab. 3/2 links). Die Wertigkeit einfacher Kationen und Anionen sollte man im Kopf haben.
Bei Anionen bedarf es des Zusatzes „Ion” eigentlich nicht, weil die negative Ladung im Namen durch die Endsilbe „-id” oder „-at” ihren Ausdruck findet. Neben den einfachen gibt es häufig auch komplexe Anionen, die sich aus mehreren Atomen aufbauen und sowohl mineralischer wie auch organischer Natur sein können. Es bedarf etwas Übung, um dem Namen die richtige Formel zuzuordnen (Tab. 3/2 rechts).
Salzformeln.
Die Formeln der Salze sind bezüglich der Zahl der beteiligten Ionen unterschiedlich. Da Salze nach außen hin neutral sind, müssen sich die positive und die negative Ladung der Ionen ausgleichen (Tab. 3/3). Um Salzformeln aufstellen zu können, muss man die Ladungen der beteiligten Ionen kennen. Beim Lithiumfluorid (LiF) lagern sich einfach positive (Li) und einfach negative (F) Ionen zusammen. Beim Calciumfluorid benötigt ein Ca2-Ion zwei F-Ionen zum Ladungsausgleich, die Formel lautet CaF2. Beim Kaliumphosphat benötigt man drei Kationen (K), um die Ladung des Anions (PO43) auszugleichen. Die Formel lautet K3PO4.
Stoffmenge.
Die Stoffmenge n (mol) lässt sich analog auf Salze und Ionen anwenden: Man geht von der Salz-Formel aus und errechnet die molare Formelmasse.
1 mol NaCl entspricht der Summe der relativen Atommassen in Gramm entsprechend der Salzformel, für NaCl sind dies 58,5 g (23 + 35,5). Die Atommassen entnehmen Sie für alle Berechnungen dem Periodensystem ( Abb. 2/1).
Für 1 mol MgCl2 errechnen sich entsprechend 95,3 g (24,3 + 2 · 35,5). Umgekehrt lassen sich aus 95,3 g Magnesiumchlorid 1 mol (= 24,3 g) Mg2-Ionen und 2 mol (2 · 35,5 = 71 g) Cl-Ionen freisetzen. 1 mol MgCl2 liefert insgesamt 3 · NA Ionen (NA = Avogadro-Konstante, Kap. 1.5).

Salze für die Gesundheit

Mineralstoffe (Salze) werden vom Körper benötigt (u. a. für den Elektrolythaushalt der Zellen, den Knochen- und Zahnaufbau, die Nervenreizleitung, bei der Muskeltätigkeit) und mit der Nahrung aufgenommen. Krankheiten führen u. a. dazu, dass die Salzverteilung vom Üblichen abweicht und die Ionen der Salze im Körper nicht dahin gelangen, wo sie gebraucht werden. Aus diesen Überlegungen heraus entwickelte der Arzt W. H. Schüßler vor mehr als 120 Jahren seine Behandlungsmethode der „Schüßler-Biochemie”. Dazu wählte er 12 Salze in potenzierter Form aus, welche die in der Medizin üblichen lateinischen Namen tragen, z. B. Calcium fluoratum D12 (CaF2), Kalium chloratum D6 (KCl), Magnesium phosphoricum D6 (MgHPO4) usw.
Für die Potenzierung einer Substanz auf D6 oder D12 beginnt man mit einem Teil der Ursubstanz und neun Teilen Verdünnungsmittel (z. B. Wasser) und schüttelt die Lösung eine gewisse Zeit. Das Ergebnis ist die D1. Ein Teil D1 mit neun Teilen Verdünnungsmittel verschüttelt ergibt die D2 usw. bis zur D6 bzw. D12. Schüßler zeigte, dass mit diesen potenzierten Salzen defizitäre Körperfunktionen besser ausgeglichen werden können als allein durch die mit der Nahrung zugeführten Mineralstoffe. So kann z. B. Magnesium phosphoricum D6 bei Schmerzen und Krämpfen eingesetzt werden, während Natrium chloratum D6 hilft, den Flüssigkeitshaushalt zu regeln. Die potenzierten Salze ersetzen nicht die normale Mineralstoffzufuhr, sondern könnten dafür sorgen, dass die stofflich im Körper vorhandenen Ionen sich zur rechten Zeit am rechten Ort befinden, so dass Mg2 z. B. wieder in die Muskelzellen hineinkommt und den Krampf lösen kann. Für die Schüßler-Salze gibt es umfangreiche Therapieanleitungen, die Therapieerfolge werden sehr unterschiedlich bewertet.

Atombindung

Schreibweise und Definitionen

gemeinsames Elektronenpaar

Bei Nichtmetallen – mit Ausnahme der Edelgase – zeigen die Atome eine starke Tendenz, sich so zusammenzulagern, dass jedes Atom ein einzelnes (= ungepaartes) Elektron zu einem gemeinsamen (= bindenden) Elektronenpaar beisteuert. Es entsteht eine Atombindung, für die es auch die Bezeichnungen kovalente Bindung, homöopolare Bindung oder Elektronenpaarbindung gibt.
Bindigkeit.
Die an einer Atombindung (= Einfachbindung) beteiligten Atome können gleich oder verschieden sein ( Tab. 3/4). Ein Atom kann mit seinen Valenzelektronen auch zur Bildung mehrerer Einfachbindungen beitragen, wie die Beispiele in Tabelle 3/4 zeigen. Die Bindigkeit (Valenzzahl) eines Atoms richtet sich nach der Zahl der Elektronen, die durch die Bindungsbildung zu den vorhandenen Valenzelektronen hinzukommen. Unter Einbeziehung der gemeinsamen Elektronenpaare dürfen sich am Ende nicht mehr als acht (beim Wasserstoffatom zwei) Elektronen auf der äußeren Schale eines Atoms befinden (Oktettregel). So können von einem Atom nur maximal vier Einfachbindungen ausgehen, wie es beim Kohlenstoffatom im Methan der Fall ist. Das Kohlenstoffatom hat vier Valenzelektronen und kann mit vier geeigneten Partneratomen (z. B. Wasserstoff) je ein gemeinsames Elektronenpaar ausbilden, es ist vierbindig und erreicht so ein Elektronenoktett in der äußeren Schale. Aus den Beispielen in Tabelle 3/4 kann man die Bindigkeit der Atome ablesen:
  • Einbindig: Wasserstoff, Fluor, Chlor

  • Zweibindig: Sauerstoff

  • Dreibindig: Stickstoff

  • Vierbindig: Kohlenstoff

Bindigkeit

Ein gemeinsames (= bindendes) Elektronenpaar zwischen zwei Atomen wird durch einen Verbindungsstrich gekennzeichnet. Dies macht zugleich deutlich, dass die Atombindung von einem Atom ausgehend auf einen Partner gerichtet ist.

Atombindung

Die Bindung zwischen zwei Atomen, die durch die Ausbildung von gemeinsamen Elektronenpaaren entsteht, bezeichnet man als Atombindung (kovalente Bindung). Kennzeichen der Einfachbindung ist, dass jedes Atom ein Elektron zur Atombindung beisteuert. Die Atombindung ist gerichtet.

freie Elektronenpaare

Freie Elektronenpaare.
Valenzelektronen, die keine Bindung eingehen, liegen in der Regel paarweise vor, man bezeichnet sie als freie Elektronenpaare und markiert sie durch einen Strich an dem betreffenden Atom. Häufig werden diese Striche auch weggelassen. Aufgrund der Stellung des Atoms im Periodensystem kann man feststellen, wie viele freie (= einsame) Elektronenpaare es besitzt. Die Summe der Elektronen in gemeinsamen und freien Elektronenpaaren darf die Zahl acht (Oktettregel) nicht überschreiten. Sehen Sie sich als Beispiel das Wasser (H2O) in Tabelle 3/4 an. Das Sauerstoffatom im Wasser ist Ausgangspunkt für zwei Einfachbindungen, es ist zweibindig. Außerdem trägt das Sauerstoffatom zwei freie Elektronenpaare.

Moleküle

Molekül

Aus den Atomen entstehen durch Atombindung Moleküle (Tab. 3/4). So liegen z. B. Wasserstoff und die Halogene nicht atomar vor wie die Edelgase, sondern molekular als H2, F2, Cl2 usw. Zur Beschreibung eines Moleküls benötigt man die Summenformel und die Strukturformel.

Strukturformel

Summenformel

In der Strukturformel sind alle Atome durch ihre Elementsymbole und die Atombindungen durch Striche markiert (z. B. H – H, H – Cl).

In der Summenformel werden die Atome eines Moleküls addiert und ihre Anzahl durch eine am Elementsymbol tief gesetzte Ziffer dokumentiert (z. B. NH3, CH4).

Aus der Strukturformel kann die Summenformel durch Abzählen der Atome leicht ermittelt werden. Insbesondere bei organischen Molekülen muss man es lernen, Strukturformeln aufzuschreiben und zu lesen. Die nachfolgenden Beispiele zeigen je eine vollständige Strukturformel und daneben eine abgekürzte Schreibweise, in der sich Summen- und Strukturangaben mischen. Hinter dem Namen der Verbindung steht die Summenformel.

Molekülmasse

Molekülmasse.
Jedes Molekül hat eine definierte Molekülmasse, die sich durch Addition der bekannten Atommassen ergibt. Diese können dem Periodensystem ( Abb. 2/1) entnommen werden. Man verwendet nicht die absoluten, sondern die relativen Massen (siehe Beispiele in Tab. 3/4). Die Masseneinheit „1” ist auch hier 1/12 der Masse des Kohlenstoffisotops 126C. Die Zahlenwerte sind als Verhältniszahlen dimensionslos (relative Molekülmasse Mr). Das H2-Molekül ist das leichteste Molekül. Moleküle mit Massen bis 2000 bezeichnet man als niedermolekular, mit Massen ab 5000 als hochmolekular. Hochmolekulare Biomoleküle sind z. B. Enzyme und Nucleinsäuren. Sehr große Nucleinsäure-Moleküle mit Massen von 106 –107 findet man z. B. in den menschlichen Chromosomen.

Die relative Molekülmasse Mr ist dimensionslos.

Die molare Masse Mm (Molmasse) hat die Einheit g/mol.

Die relative Molekülmasse Mr wird häufig unkorrekt als „Molekulargewicht” bezeichnet. Die molare Masse Mm eines Stoffes gibt hingegen seine Masse pro Mol an und hat damit die Einheit g · mol–1 (g/mol). Die molare Masse wird vereinfacht auch als Molekülmasse oder nur als Molmasse bezeichnet. Ihr Zahlenwert stimmt bei einem gegebenen Molekül natürlich mit der relativen Molekülmasse Mr überein. Da dimensionslose Größen in einem Text zu Missverständnissen führen können, wird häufig die molare Masse Mm (g/mol) verwendet. In der Biochemie findet man für die Molekülmasse die Einheit Dalton (Da).
An dieser Stelle sei daran erinnert, dass man auch bei Salzen mit der Stoffmenge n (mol) arbeitet, obwohl keine definierten Moleküle vorliegen, für die man eine Molekülmasse angeben könnte ( Kap. 3.3.6). Man greift auf die Formelmasse des Salzes zurück, die sich ausgehend z. B. von den Formeln NaCl, MgCl2, FeSO4 ergibt, und verwendet auch hier die Einheit g/mol.

Bindungslänge und Bindungsenergie

Durch die Atombindung werden zwei Atome in einem bestimmten Abstand zueinander gehalten, der sich genau bestimmen lässt – obwohl die Atome ständig Schwingungen um diesen mittleren Abstand ausführen. Den mittleren Abstand zwischen den Atomkernen bezeichnet man als Bindungslänge. Die Angabe erfolgt in nm oder pm (1 nm = 10–9 m; 1 pm = 10–12 m). Die Werte liegen zwischen 0,07 und 0,3 nm, das entspricht 70 – 300 pm. Sie lassen sich mit Hilfe der Röntgenstrukturanalyse kristalliner Festkörper und mit Hilfe von Schwingungsspektren bestimmen ( Kap. 22).

Bindungslänge

Will man ein Molekül durch Spaltung der Atombindungen in die Atome zerlegen, so muss man Energie aufwenden. Es ist genau der Beitrag, der bei der Bildung des Moleküls aus den Atomen frei wird. Die Bindungsenergie (genauer: Standardbindungsenthalpie ΔH0, Kap. 6.4.2) lässt sich für jede einzelne Bindung in einem Molekül angeben, bei mehreren gleichartigen Bindungen nimmt man den Mittelwert (Tab. 3/5).

Bindungsenergie

Für jede Atombindung lassen sich die Bindungslänge und die Bindungsenergie angeben. Als Richtgröße für die Bindungslänge kann der Wert 0,1 nm, für die Bindungsenergie der Wert 400 kJ/mol dienen.

Molekülorbitale

Molekülorbital

σ-Bindung.
Die Ursachen für das Entstehen einer Atombindung sind zunächst wenig plausibel: Entsprechend der Theorie müssen sich Wolken negativer Ladung (Orbitale) durchdringen und dabei Anziehungskräfte entwickeln, obwohl jeder weiß, dass gleichsinnig geladene Systeme sich abstoßen. Sehen wir uns das Wasserstoffmolekül an: Die einfach besetzten 1s-Atomorbitale, die sich bei Annäherung der Atome durchdringen (= überlappen), verlieren bei dieser Begegnung ihre ursprüngliche Form und verändern ihren Energiegehalt. Es bildet sich etwas Neues, ein Molekülorbital (Abk. MO). Dies hat seine größte Elektronendichte im Raum zwischen den beiden Atomen. Es ist um die gedachte Bindungsachse der Atomkerne rotationssymmetrisch. Die Atome können sich um die Bindungsachse frei drehen. Man spricht in diesem Fall von einem σ-Molekülorbital (σ = Sigma) und bezeichnet die Atombindung als σ-Bindung (Abb. 3/5). Bildlich gesprochen, binden sich die Atome über Elektronen, die ihnen gemeinsam gehören, aneinander.

σ-Bindung

Molekülorbitale entstehen durch Überlappen von Atomorbitalen bei der Bildung eines Moleküls.

Bindende Molekülorbitale.
Interessant wird es, wenn man die Energieniveaus der Molekülorbitale mit denen der Atomorbitale vergleicht. Mit Hilfe quantenmechanischer Berechnungen hat man herausgefunden, dass aus zwei Atomorbitalen zwei Molekülorbitale entstehen (es gehen keine Orbitale verloren), von denen eines energieärmer, das andere energiereicher als die Atomorbitale ist (Abb. 3/6): Die beiden einzelnen Elektronen der 1s-Atomorbitale besetzen jetzt gemeinsam das energieärmere σ-Molekülorbital, man spricht von dem bindenden MO, während das energiereichere σ*-Molekülorbital (= antibindendes MO) frei bleibt. Jedes Molekülorbital kann von maximal zwei Elektronen besetzt werden. Aus dem Energiediagramm (Abb. 3/6) wird deutlich, dass beim Entstehen von Atombindungen tatsächlich Energie frei wird (Bindungsenergie). Verstehen kann man jetzt auch, dass doppelt besetzte Atomorbitale miteinander keine Atombindung eingehen können. Die Elektronen müssten bindende und antibindende Molekülorbitale besetzen, weil kein Orbital mehr als zwei Elektronen aufnehmen kann. Dies bringt jedoch keinen Energiegewinn.

Das Methan-Molekül

Kohlenstoff.
Der Kohlenstoff bildet die Basis für das Leben auf der Erde. Alle Biomoleküle bauen auf ihm auf. Viele kohlenstoffhaltige Verbindungen entstehen in den chemischen Laboratorien. Die Organische Chemie ( ab Kap. 11) bezeichnet man deshalb auch als Chemie des Kohlenstoffs. Wir wollen die Bindungen, die vom Kohlenstoffatom ausgehen, schon hier verstehen lernen und greifen später darauf zurück.
Die Elektronenkonfiguration des Kohlenstoffatoms (1s2 2s2 2p2) kennen Sie schon und wissen ferner, dass Kohlenstoff vierbindig ist. Betrachtet man die Elektronenkonfiguration im Energiediagramm (Abb. 3/7), so fällt auf, dass im Grundzustand nur zwei ungepaarte Elektronen vorhanden sind. Wie kann es so zu vier gleichwertigen Atombindungen kommen?

sp3-Hybridisierung

sp3-Hybridisierung.
Der Energieunterschied zwischen den 2s- und 2p-Orbitalen ist relativ klein, unter dem Einfluss eines Bindungspartners kann durch Anheben eines 2s-Elektrons auf das freie 2p-Niveau ein angeregter Zustand entstehen. Die vier zunächst unterschiedlichen Atomorbitale (2s1 2p3) kombinieren sich zu vier neuen, energetisch gleichwertigen Orbitalen (Abb. 3/7). Diese Vermischung von einfach besetzten s- und p-Orbitalen nennt man Hybridisierung, es entstehen sp3-Hybridorbitale. Das Kohlenstoffatom ist dann sp3-hybridisiert. Überlappt jetzt jedes der einfach besetzten sp3-Hybridorbitale des C-Atoms mit je einem einfach besetzten 1s-Atomorbital eines H-Atoms, erhält man vier doppelt besetzte, bindende Molekülorbitale. Im Methan (CH4) liegen vier gleichwertige σ-Bindungen vor.

Tetraeder

Die Hybridisierung bestimmt die Raumstruktur des Methan-Moleküls. Die s-Atomorbitale sind kugelsymmetrisch. Die p-Atomorbitale stehen im rechten Winkel zueinander ( Kap. 1.6.4). Die sp3-Molekülorbitale weisen in die Ecken eines Tetraeders (Abb. 3/8). Typisch ist der Winkel zwischen zwei CH-Bindungen, der sog. Bindungswinkel, er beträgt beim Methan α = 109,5°. Die Tetraederform des Methans wird durch verschiedene Schreibweisen verdeutlicht (Abb. 3/8).

C–C-Einfachbindungen

Die eigentliche Ursache für die Vielfalt der organischen Verbindungen liegt darin, dass Kohlenstoffatome nicht nur mit Atomen anderer Elemente Atombindungen eingehen können, sondern auch mit sich selbst. Dazu überlappen zwei einfach besetzte sp3-Orbitale benachbarter C-Atome. Sie bilden eine σ-Bindung mit rotationssymmetrischer Verteilung der Elektronen um die gedachte Bindungsachse. Die Atombindung ist eine C–C-Einfachbindung. Sind die anderen Bindungen, die von den verknüpften C-Atomen ausgehen, mit Wasserstoff besetzt, heißt die entstandene Verbindung Ethan.
Bei einer Verlängerung der C-Atom-Kette wiederholen sich die beschriebenen Vorgänge. Im geradkettigen n-Pentan z. B. sind fünf tetraedrische sp3-Atome durch σ-Bindungen verknüpft. Die Raumstruktur des Moleküls zeigt, dass die C-Atome eine Zickzack-Kette bilden.

Mehrfachbindungen

Atome bestimmter Elemente, z. B. Kohlenstoffatome, können mehr als eine Atombindung ausbilden, es entstehen Doppel- oder Dreifachbindungen. Die einfachsten Kohlenwasserstoffe mit einer Mehrfachbindung sind Ethen und Ethin. Beim Ethen sind zwischen den C-Atomen zwei gemeinsame Elektronenpaare wirksam, beim Ethin drei.

sp2-Hybridisierung

sp2-Hybridisierung.
Das C-Atom im angeregten Zustand kann statt der sp3- auch eine sp2-Hybridisierung eingehen. Das 2s-Atomorbital vermischt sich nur mit zwei 2p-Atomorbitalen und drei energetisch gleichwertige sp2-Hybridorbitale entstehen, die in einer Ebene liegen und mit je einem Elektron besetzt sind (Abb. 3/9 a). Ein einfach besetztes p-Orbital bleibt unverändert, es steht senkrecht zur Ebene der sp2-Hybridorbitale (Abb. 3/9 b).
Ethen.
Die sp2-Molekülorbitale ordnen sich so um das C-Atom, dass die Achsen in einer Ebene liegen und zueinander einen Winkel von 120° bilden (trigonale Anordnung, Abb. 3/9 c). Im Ethen-Molekül entsteht zwischen den beiden C-Atomen eine σ-Bindung. Vier weitere σ-Bindungen richten sich auf die H-Atome. Übrig bleibt an jedem C-Atom das pz-Orbital, das senkrecht zur Ebene der σ-Bindungen steht. Beide p-Orbitale sind einfach besetzt, überlappen miteinander und bilden ein doppelt besetztes, bindendes π-Molekülorbital aus. Seine größte Elektronendichte befindet sich oberhalb und unterhalb der Ebene der σ-Bindungen (Abb. 3/10).

π-Bindung

Obwohl man in der Abbildung zwei Orbitallappen sieht, handelt es sich nur um ein π-Molekülorbital, das mit zwei Elektronen vollständig besetzt ist. Diese zweite Bindung zwischen den C-Atomen wird als π-Bindung (sprich: Pi-Bindung) bezeichnet. Bei der C=C-Doppelbindung ist um die C–C-Bindungsachse keine freie Rotation mehr möglich, denn dazu müsste die π-Bindung vorübergehend gelöst werden, was nur unter Energiezufuhr (Licht oder Wärme) möglich ist.
Verglichen mit der C–C-Einfachbindung (Tab. 3/6) verkürzt sich der Bindungsabstand zwischen den C-Atomen einer C=C-Doppelbindung deutlich. Auch wächst die Bindungsenergie. Diese ist jedoch nicht doppelt so groß wie die der C–C-Einfachbindung, was bedeutet, dass die π-Bindung schwächer ist als die σ-Bindung.

H–C≡C–H

Ethin.
Eine Dreifachbindung zwischen zwei C-Atomen führt zum Ethin. Die beteiligten C-Atome sind in dem Fall sp-hybridisiert und bilden zwischen sich eine σ-Bindung aus. Die benachbarten p-Orbitale, die jeweils einfach besetzt sind, verschmelzen zu zwei π-Bindungen, die zueinander und zur σ-Bindung senkrecht stehen. An jedem C-Atom hängt noch ein H-Atom. Alle vier Atome stehen in einer Reihe, das Molekül ist linear.
Stickstoff und Sauerstoff.
Die bei Raumtemperatur gasförmigen Elemente Stickstoff (N2) und Sauerstoff (O2) liegen molekular vor. Sie sind in der Atmosphäre im Verhältnis 4 : 1 enthalten.

N≡N

Ein Stickstoffatom hat fünf Valenzelektronen. Man erreicht die Oktett-Struktur nur durch die Ausbildung von drei Atombindungen. Für das Molekül N2 führt dies zur Ausbildung einer Dreifachbindung zwischen den N-Atomen.

· O – O ·

Beim Sauerstoff (O2) würde man mit analogen Überlegungen eine Doppelbindung zwischen den O-Atomen erwarten. Der Sauerstoff ist zwar in dieser Form (Singulett-Sauerstoff) existent, jedoch deutlich energiereicher als in einer Form mit einer Einfachbindung und zwei ungepaarten Elektronen (Triplett-Sauerstoff). Moleküle mit ungepaarten Elektronen werden als Radikale bezeichnet. Der normale Luftsauerstoff reagiert als Diradikal, was seine Reaktionsfähigkeit erklärt, z. B. im Vergleich zum Stickstoff, der sehr reaktionsträge ist.
Ozon.
Sauerstoff kann durch elektrische Entladungen oder Bestrahlung mit UV-Licht in Ozon (O3) umgewandelt werden. Das Ozon-Molekül ist gewinkelt gebaut und in sich polarisiert. Die negative Ladung verteilt sich unter Verschiebung eines Elektronenpaares auf beide endständigen O-Atome. Man bezeichnet dies als Mesomerie ( Kap. 11.7.1), die verschiedenen Strukturformeln als mesomere Grenzformeln.

Mesomerie

Was oben fehlt, macht unten krank

Ozon (O3) entsteht unter Energiezufuhr aus Sauerstoff (O2). Es hat eine starke keimtötende Wirkung und ist in höherer Konzentration für den Menschen giftig. 0,02 ppm Ozon sind in der Atmosphäre in der Nähe des Erdbodens immer vorhanden, in Smog-Situationen steigt der Anteil bis auf 0,5 ppm, reizt die Schleimhäute, verursacht Kopfschmerzen und erzeugt Schwindel.
In den oberen Schichten (15 – 50 km) enthält die Atmosphäre bis zu 10 ppm Ozon, das dort unter Einwirkung von UV-Licht (λ< 280 nm) aus Sauerstoff entsteht. Die Ozonschicht hüllt die ganze Erde ein und hat eine Tiefe von mehreren Kilometern. Das Ozon wirkt wie ein Filter, denn es hält den vergleichsweise kurzwelligen Anteil des Sonnenlichts (UV-B-Strahlung, λ = 280 – 320 nm) zurück. Das Ozon zersetzt sich dabei wieder zu Sauerstoff. In der Stratosphäre stellt sich ein natürliches Ozon-Sauerstoff-Gleichgewicht ein. Fluorchlorkohlenwasserstoffe (FCKWs, Kap. 13.5), die 10 Jahre für den Weg vom Erdboden in die Stratosphäre benötigen, zerstören die Ozonschicht. Die aus den FCKWs freigesetzten Chloratome verwandeln Ozon rasch in Sauerstoff, die Ozonschicht verdünnt sich, es entsteht ein Ozonloch. Als Folge steigt der Anteil an UV-B-Strahlung, der bis zur Erdoberfläche vordringt, was zu einem erhöhten Hautkrebs-Risiko führt.

Die polarisierte Atombindung

Solange sich Atome gleicher Art an einer Atombindung beteiligen (z. B. in den Molekülen H2, Cl2 oder N2), sind die Bindungselektronen symmetrisch im Raum zwischen und um diese Atome verteilt. Dies gilt auch, wenn sich Atome verschiedener Elemente verbinden, sofern sich die beiden Elemente nur wenig in ihrer Elektronegativität ( Kap. 3.3.3) unterscheiden. Beispiele hierfür sind Kohlenstoff (EN 2,5) und Wasserstoff (EN 2,1).
Diese Symmetrie ändert sich jedoch dramatisch, wenn Bindungspartner, die sich deutlich in ihrer Elektronegativität unterscheiden, eine Atombindung eingehen. Bei den Halogenwasserstoffen z. B. zeigt sich, dass die elektronegativeren Halogenatome das bindende Elektronenpaar deutlich zu sich herüberziehen, die Atombindung ist polarisiert.
Die Richtung der Polarisierung lässt sich durch Angabe von Partialladungen (δ+, δ) an den jeweiligen Atomen verdeutlichen. Die Halogenwasserstoffe sind aufgrund der räumlichen Ladungstrennung Dipolmoleküle. Da die Elektronegativität bei den Halogenen (Gruppe 17) vom Fluor zum Iod hin abnimmt ( Kap. 3.3.3), vermindert sich die Polarisierung der Atombindung in den Halogenwasserstoffen vom HF zum HI hin ( = Dipolmoment).

Dipoplmolekül

Ein Körper, bei dem die Schwerpunkte der negativen und der positiven Ladung nicht zusammenfallen, wird als Dipol bezeichnet.

Man kann das Auftreten polarisierter Atombindungen auch so beschreiben, dass hier ein Übergang zwischen einer reinen Ionenbindung und einer reinen Atombindung vorliegt. Im Kochsalz (NaCl) hat die Bindung zu 100 % Ionencharakter, im Cl2-Molekül beträgt dieser 0 %. Beim Chlorwasserstoff liegt er mit ca. 20 % dazwischen. In der Reihe vom Fluorwasserstoff (HF) zum Iodwasserstoff (HI) nimmt der Ionencharakter der Atombindung ab.

polarisierte Atombindung

Polarisierte Atombindungen zeigen auch die folgenden Gruppen, die für organische Moleküle typisch sind. Die Richtung der Polarisierung ergibt sich aus den Werten für die Elektronegativität der Elemente ( Abb. 3/2). Die Polarisierung der N–H- oder C–N-Bindung ist schwächer als die der O–H- oder C–O-Bindung.

Eine polarisierte Atombindung entsteht, wenn die Bindungselektronen zwischen zwei ungleichen Atomen stärker zu einem Partner hingezogen werden. Der elektronegativere Partner ist dann negativ polarisiert, der andere positiv polarisiert.

Der Grad der Polarisierung einzelner Atombindungen innerhalb eines Moleküls ist sowohl für die physikalischen Eigenschaften als auch für die chemische Reaktivität gegenüber anderen Molekülen bedeutsam. Generell gilt: Gegensinnig polarisierte Atome benachbarter Moleküle ziehen sich an. Dies ist der Ausgangspunkt für verschiedene Wechselwirkungen zwischen Molekülen oder der Startpunkt für eine Reaktion. Um dies genauer zu beschreiben, muss man bei wichtigen Atombindungen die Richtung der Polarisierung kennen.
Auch beim Kohlendioxid (CO2) mit zwei C=O-Doppelbindungen sind diese Bindungen polarisiert. Da das Molekül linear bebaut ist, besitzt es kein Dipolmoment.

Beispiele für Dipolmoleküle

gewinkeltes Molekül

Wasser.
Wasser (H2O) ist ein Dipolmolekül. Dies hängt mit der Polarisierung der Atombindungen und mit der Raumstruktur des Moleküls zusammen. Das Sauerstoffatom hat die Elektronenkonfiguration 1s2 2s2 2p4. In seinen Verbindungen ist Sauerstoff zweibindig. Unter dem Einfluss der Bindungspartner erfolgt bei den s- und p-Orbitalen der 2. Schale eine sp3-Hybridisierung ( Kap. 3.4.5). Anders als beim Kohlenstoff werden zwei der sp3-Molekülorbitale mit jeweils zwei eigenen Elektronen besetzt. Dies sind die freien Elektronenpaare am Sauerstoffatom. Die anderen beiden Orbitale sind einfach besetzt, sie bilden die Atombindungen zum Wasserstoff aus. Der Bindungswinkel beträgt etwa 105°. Wasser ist ein gewinkeltes Molekül (Abb. 3/11). Der gegenüber dem Tetraederwinkel (109,5°) verkleinerte Bindungswinkel erklärt sich aus dem erhöhten Platzanspruch der freien Elektronenpaare am O-Atom.
Da die O–H-Bindung im Wasser polarisiert ist, verteilt sich die Ladung innerhalb des Moleküls unsymmetrisch. Das negative Ende (δ) des Dipols liegt zwischen den freien Elektronenpaaren am O-Atom, das positive Ende (δ+) zwischen den beiden H-Atomen. Die Polarisierung und der gewinkelte Bau am Sauerstoffatom bleiben bestehen, auch wenn einzelne H-Atome des Wassermoleküls durch organische Reste (R) ersetzt werden (Abb. 3/11). Vom Wasser leiten sich Alkohole und Ether ab ( Kap. 13.1 und 13.2).
Ammoniak.
Im Ammoniak (NH3) besitzt der dreibindige Stickstoff, der ebenfalls sp3-hybridisiert ist, nur ein einsames Elektronenpaar. Ammoniak ist ebenfalls gewinkelt gebaut, das N-Atom steht an der Spitze einer Pyramide. Der Bindungswinkel weicht mit 107° nur wenig vom Tetraederwinkel ab. Durch die Polarisierung der Atombindung entsteht ein Dipolmolekül mit dem negativen Ende (δ) am freien Elektronenpaar des N-Atoms. Das positive Ende (δ+) liegt zwischen den H-Atomen (Abb. 3/12). Beim Ammoniak selbst tritt die Besonderheit auf, dass der Stickstoff innerhalb der Pyramide mit hoher Frequenz von oben nach unten durchschwingt. Das Dipolmoment hebt sich im Mittel auf, wird aber wirksam, sobald Ammoniak sich mit seinem freien Elektronenpaar einem bindungsbereiten Kation nähert. Vom Ammoniak leiten sich die Amine an (Abb. 3/12). Die pyramidale Struktur am Stickstoffatom wird durch den organischen Rest nicht verändert.

Checkliste

Folgende Bezeichnungen/Begriffe sollten Sie erklären oder definieren (s. a. Glossar) und – wo möglich – Abkürzungen oder Beispiele angeben können:

Valenzelektronen – Oktettregel – metallische Bindung – Ionenbindung – Atombindung – kovalente Bindung – Edelgaskonfiguration – Metall – Nichtmetall – Legierung – Kation – Anion – Elektronenaffinität – Ionisierungsenergie – Elektronegativität – Salz – Ionengitter – Gitterenergie – gemeinsames/freies Elektronenpaar – Bindigkeit – Summenformel – Strukturformel – Molekül – Molekülmasse – Bindungslänge – Bindungsenergie – Einfachbindung – Molekülorbital – σ-Bindung – π-Bindung – Doppelbindung – Tetraeder – polarisierte Atombindung – Dipolmolekül – gewinkeltes Molekül – lineares Molekül.

Aufgaben

  • 1.

    Nennen Sie drei typische Eigenschaften eines Metalls!

  • 2.

    Gibt es im Periodensystem mehr Metalle oder mehr Nichtmetalle? Wo im Periodensystem stehen bevorzugt die Metalle, wo die Nichtmetalle?

  • 3.

    Was ist eine Legierung? Nennen Sie ein Beispiel!

  • 4.

    Wenn aus einem Atom ein Ion entsteht, was bleibt gleich, was ändert sich?

  • 5.

    Wie ändert sich die Elektronegativität der Elemente in der 2. Periode und in Gruppe 17?

  • 6.

    Geben Sie bei folgenden Beispielen an, ob der Ionenradius größer oder kleiner ist als der Atomradius: Na/Na, Cl/Cl, Mg/Mg2 und I/I!

  • 7.

    Ist die Ionenbindung gerichtet?

  • 8.

    Was sind Salze? Welche typischen Eigenschaften haben sie?

  • 9.

    Geben Sie die Formeln an für: Ammoniumchlorid, Calciumfluorid, Eisen(II)-sulfat, Natriumcarbonat, Kupfer(II)-sulfid und Calciumphosphat!

  • 10.

    Nennen Sie weitere Bezeichnungen für die Atombindung!

  • 11.

    Geben Sie die Bindigkeit für Kohlenstoff, Wasserstoff, Stickstoff und Sauerstoff an! Welche Verbindungen entstehen, wenn alle Bindungen mit Wasserstoff abgesättigt werden?

  • 12.

    Geben Sie die Summenformel und die Strukturformel für Wasser an! Markieren Sie den Bindungswinkel und die freien Elektronenpaare!

  • 13.

    Warum ist das Wassermolekül gewinkelt gebaut?

  • 14.

    Welche Molekülmasse hat eine Verbindung mit der Summenformel CH4N2O?

  • 15.

    Hydrazin hat die Summenformel N2H4, Kohlendioxid CO2. Geben Sie die Strukturformeln an!

  • 16.

    Erläutern Sie am H2-Molekül die Begriffe bindendes und antibindendes Molekülorbital, Bindungslänge und Bindungsenergie!

  • 17.

    Woran lässt sich ein sp3-Kohlenstoffatom erkennen?

  • 18.

    Nennen Sie die Unterschiede zwischen einer CC-Einfachbindung und einer C=C-Doppelbindung!

  • 19.

    Welche der folgenden Verbindungen sind ionisch, welche kovalent aufgebaut: NaI, H2S, FeCl3, CH3NH2, CCl4?

  • 20.

    Geben Sie mit Hilfe der EN-Werte (Abb. 3/2) an, bei welchem der Bindungspaare die Atombindung stärker polarisiert ist und welches Atom die partielle negative Ladung trägt?

    • a)

      N–H, O–H

    • b)

      C–O, C–S

    • c)

      C–Cl, C–I

  • 21.

    Welche der folgenden Moleküle haben ein Dipolmoment: I2, HCl, NaCl, CH3OH, CH3NH2, CH4, H2O?

  • 22.

    Wie entwickelt sich die Polarisierung der Atombindung in der Reihe der Halogenwasserstoffe?

  • 23.

    Wie viele freie Elektronenpaare besitzen die Moleküle Methan, Ethen und Stickstoff?

  • 24.

    Geben Sie die genauen Bindungsverhältnisse für das Narkosemittel Lachgas (N2O) und den Neurotransmitter Stickstoffmonoxid (NO) an! Welches der beiden Moleküle enthält ein ungepaartes Elektron?

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