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B978-3-437-42836-4.00006-0

10.1016/B978-3-437-42836-4.00006-0

978-3-437-42836-4

Abb. 6.1

[L253]

Natrium – Elektronengas und Atomrümpfe

Abb. 6.2

[L253]

Spannungsquelle an Metallblock

Abb. 6.3

[L253]

Ionengitter bei NaCl

Abb. 6.4

[L253]

Zwei Fluor-Atome bilden ein Fluor-Molekül.

Abb. 6.5

[L253]

Geometrie wichtiger Moleküle

Abb. 6.6

[L253]

Tetraamminkupfer(II)-Ion als Beispiel für einen Metallkomplex

Chemische Bindungen

BindungmetallischeDas Ziel eines Atoms ist es, Edelgaskonfiguration zu erreichen. Dies kann durch Eingehen von Bindungen mit anderen Atomen erreicht werden, was die Grundlage für nahezu alle Substanzen bildet, die euch im Alltag begegnen. Das Nachvollziehen der Bindungstypen ermöglicht es, sich die Eigenschaften der resultierenden Stoffe herzuleiten.

Metallische Bindung

MetallbindungWie bereits besprochen, haben Atome mit 1 oder 2 Valenzelektronen kein großes Bestreben, diese an sich zu binden, sondern neigen vielmehr dazu, sie abzugeben, um Edelgaskonfiguration zu erreichen (geringe Elektronegativität). Wenn nun mehrere Atome dieses Typs (Metalle) zusammentreten, wirken auf die Valenzelektronen nicht nur die Anziehungskräfte „ihres“ Kerns, sondern auch die von benachbarten Atomen. Da die Bindung der Valenzelektronen eines Atoms an den Kern bei den Elementen mit geringer Elektronegativität nicht groß ist, verlassen sie das Atom. Zurück bleibt ein geladener Atomrumpf. Die abgegebenen Elektronen sind delokalisiert und schwirren als negativ geladenes Elektronengas zwischen den Atomrümpfen (Abb. 6.1). Ein Elektron kann dabei keinem Atomrumpf mehr zugeordnet werden. Es „gehört quasi allen“. Die Anziehungskräfte zwischen Elektronengas und Atomrümpfen halten alles zusammen.
Diesen Zustand bezeichnet man als metallische Bindung.

Eigenschaften

Was bedeutet das für die Eigenschaften von Metallen? Metalle besitzen u. a. eine hohe DuktilitätDuktilität (sie sind plastisch verformbar und brechen nicht sofort).
Eine plastische Verformung ist irreversibel, es sei denn, man wendet erneut Kraft auf, um sie rückgängig zu machen. Im Gegensatz dazu steht die elastische Verformung, bei der der Körper selbst, ohne äußere Kraft, seine Ausgangsform wiederherstellt.
Dies lässt sich durch die metallische Bindung erklären: Das Elektronengas hält die Atomrümpfe zusammen, gleichzeitig haben die Atomrümpfe keine starre Anordnung, sodass sie sich unter Druck aneinander vorbei bewegen können. Da es kein Bestreben gibt, den Ausgangszustand wiederherzustellen, ist die Verformung plastisch und nicht elastisch.
Übrigens: Reine Metalle sind verformbar! Man denke an die Olympioniken, die ihre Goldmedaille testen wollen, indem sie hineinbeißen. Da olympische Medaillen schon lange nicht mehr aus reinem Gold, sondern aus einer Legierung bestehen, hat das allerdings wenig Sinn.
Eine weitere wichtige Eigenschaft von Metallen ist ihre elektrische LeitfähigkeitLeitfähigkeit.
Zur besseren Vorstellung: Man legt an einen Metallblock eine Spannung an (an einer Seite sind viele Elektronen, Minuspol, an der anderen wenige, Pluspol; Abb. 6.2). Die vielen Elektronen wollen nun durch den Metallblock zu der Seite, wo wenige Elektronen sind und „drücken“ beim Eindringen Elektronen auf der anderen Seite heraus. Es fließt Strom.
Bei HalbmetallenHalbmetalle (z. B. Silizium) können die Valenzelektronen bei Raumtemperatur ihr Atom noch nicht verlassen und damit auch kein Elektronengas bilden. Hierfür braucht es mehr Energie, sodass diese Stoffe erst bei höheren Temperaturen den elektrischen Strom leiten. Man bezeichnet sie folglich auch als Halbleiter.
Eine weitere Eigenschaft ist der metallische Glanz, auf den hier aber nicht näher eingegangen werden soll.

Legierungen

LegierungenSelbstverständlich können nicht nur Atome desselben Elements (etwa Kupfer) eine metallische Bindung eingehen. Mischt man verschiedene Metalle, erhält man eine sogenannte Legierung. Mischen ist hier nicht im Sinne von Zusammenkippen und kräftig Verrühren zu verstehen, sondern als mehrmaliges Erhitzen und wieder Abkühlen. Deren Eigenschaften können von denen der Ausgangsstoffe abweichen, da sich in Abhängigkeit von der Zusammensetzung verschiedene Phasen und kristalline Strukturen ausbilden können, die dann beispielsweise die Härte erhöhen oder die Leitfähigkeit herabsetzen können.
Als Mediziner sollte man v. a. Zahnfüllungen aus Amalgam kennen. Sie bestehen aus Legierungen, die u. a. Quecksilber (Hg) enthalten. Weitere Legierungen sind Bronze (Kupfer/v. a. Zinn) und Messing (Kupfer/Zink).

Wenn man sich unsicher ist, ob Zinn das Elementsymbol Sn oder Zn hat, merkt euch: Zinn macht Sinn. Dementsprechend hat Zinn das Symbol Sn. Das Zn gehört dagegen zu Zink.

Ionenbindung

IonenbindungBindungIonenWie bereits besprochen, haben Metalle das Bestreben, ihre Valenzelektronen abzugeben, während Nichtmetalle Valenzelektronen aufnehmen wollen. Es ist naheliegend, dass Metalle und Nichtmetalle Bindungen eingehen, bei denen Elektronen von den Metallen auf die Nichtmetalle übergehen. Da dabei geladene Teilchen, also Ionen, entstehen, spricht man von einer Ionenbindung. Der entstehende Stoff ist ein SalzSalze. Um Elektronen aus einem Atom zu lösen, es also zu einem Ion zu machen, wird eine Ionisierungsenergie benötigt, die bei Metallen so gering ist, dass diese Elektronen abgeben und nun positiv geladene Ionen bilden, die als Kationen bezeichnet werden. Die Nichtmetalle können Elektronen aufnehmen und werden so zu negativ geladenen Anionen. Dadurch wird übrigens mehr Energie frei, als für das Herauslösen der Elektronen bei der Bildung der Kationen notwendig war. Ein solcher Vorgang ist allerdings nur möglich, wenn die Elektronegativitäten von Metall und Nichtmetall weit auseinanderliegen. Im Übrigen geben die Atome immer so viele Elektronen ab, dass sie i. d. R. Edelgaskonfiguration erreichen. Das heißt, Calcium (2. Hauptgruppe) wird nie nur als Ca+-Ion vorliegen, sondern immer auch sein zweites Valenzelektron abgeben, um zum Ca2+-Ion zu werden. Bei der Aufnahme von Valenzelektronen nimmt der Atomradius selbstverständlich zu, bei der Abgabe nimmt er ab.

Bei der Bildung von Ionen ändern sich Elektronenkonfiguration, Ladung und Atomradius. Dagegen bleiben Kernladung und Masse (nahezu) gleich.

Die entstehenden geladenen Teilchen ziehen sich gegenseitig an und lagern sich zu einem festen IonengitterIonengitter zusammen (Abb. 6.3). Die Bindung ist dabei ungerichtet, da ein Anion alle Kationen in seiner Umgebung elektrostatisch anzieht und nicht nur ein bestimmtes.

Eigenschaften

Salze sind bei Raumtemperatur i. d. R. fest, da sie durch ihre Gitterstruktur hohe Schmelzpunkte haben. Die Energie, die zum Spalten einer Bindung nötig ist, wird passenderweise als Bindungsenergie bezeichnet. Sie beträgt für eine Ionenbindung etwa 400 kJ/mol, ein Zahlenwert, den man kennen sollte. Feste Salze leiten den elektrischen Strom nicht, da die Elektronen nicht durch das Gitter wandern können und die Ionen selbst auch ihren festen Platz haben. Wird das Gitter allerdings gebrochen, indem man das Salz schmilzt oder in Wasser löst (dazu später mehr), können die frei beweglichen Ionen als Ladungsträger den Strom leiten, indem sie zum Plus- bzw. Minuspol wandern. Diese Schmelzen oder wässrigen Lösungen, in denen Ionen den elektrischen Strom leiten, nennt man Elektrolyte.

Salzformeln

SalzeFormelnEin kleines Beispiel: Natrium und Chlor reagieren unter Bildung eines Salzes. Jedes Natrium-Atom sucht sich 1 Chlor-Atom, an das es 1 Elektron abgibt, und schon haben alle Ionen Edelgaskonfiguration. Natrium und Chlor liegen im Salz zu gleichen Teilen vor. Die Summerformel lautet deshalb NaCl (das positiv geladene Ion steht immer vorne).
Bei Calcium und Chlor gibt es ein Problem: Jedes Calcium-Atom will 2 Elektronen abgeben, es steht schließlich in der 2. Hauptgruppe, hat also 2 Valenzelektronen. Wenn 1 Chlor-Atom aber 2 Elektronen aufnehmen würde, hätte es das Oktett überschritten, da es dann 9 Valenzelektronen hätte. Folglich muss es pro Calcium-Atom 2 Chlor-Atome geben, die die Elektronen aufnehmen, sodass wieder alle Teilchen Edelgaskonfiguration haben. Dies äußert sich in der Salzformel CaCl2.
Man muss also beachten, wie viele Elektronen die Teilchen abgeben wollen bzw. welche Ladung die entstehenden Ionen haben werden, um die Salzformel aufstellen zu können.
Die Summenformel gibt eine erste Orientierung, wie ein Stoff aufgebaut ist. Man erhält durch die Symbole die beteiligten Elemente und durch die tiefgestellten Zahlen das Verhältnis der Elemente zueinander.
BeispielWasser, H2O: Wasserstoff und Sauerstoff liegen im Verhältnis 2 : 1 vor.
Es ist wichtig, Salzformeln richtig angeben zu können. Der Prüfer könnte z. B. mehrere Salzformeln nennen und fragen, welche nicht korrekt sein kann:
  • a.

    NaCl

  • b.

    CaF2

  • c.

    Al2O3

  • d.

    NaO

Vielleicht verwirrt hier Antwort c). Aluminium steht in der 3. Hauptgruppe und Sauerstoff in der 6. Da Aluminium 3 Elektronen abgeben will, aber Sauerstoff nur 2 aufnehmen kann, muss man 2 Aluminium-Atome (geben dann 6 Elektronen ab) mit 3 Sauerstoff-Atomen (nehmen 6 Elektronen auf) reagieren lassen. Man sucht nach dem kleinsten gemeinsamen Vielfachen; c) stimmt also.
Da Natrium nur 1 Elektron abgeben kann und Sauerstoff 2 aufnehmen muss, braucht man in einem Salz 2-mal mehr Natrium als Sauerstoff, folglich trifft Antwort d) nicht zu!

Nomenklatur

Ihr solltet grundsätzlich bedenken, dass ihr bei geladenen Teilchen (z. B. Na+) von Ionen (z. B. Natriumion) und nicht von Element (also Natrium) sprecht. Bei einem Salz nennt man das Kation mit dem deutschen Namen des Elements, das Anion mit dem lateinischen Namen (bzw. einem Teil des lateinischen Namens) und der Endung „id“. Also:
  • NaCl = Natriumchlorid

  • CaF2 = Calciumfluorid

Dabei unbedingt beachten: Die Übergangsmetalle (Nebengruppenelemente) können als unterschiedlich geladene Ionen vorliegen! Es gibt z. B. 2- und 3-fach positiv geladene Eisen-Ionen (Fe2+/Fe3+). Aus diesem Grund muss in diesem Fall die Ladung der Kationen im Namen deutlich gemacht werden!
Beispiel:
  • FeO = Eisen(II)-oxid (gesprochen: Eisen-Zwei-Oxid)

  • Fe2O3 = Eisen(III)-oxid (gesprochen: Eisen-Drei-Oxid)

Es gibt auch Ionen, die sich aus mehreren Atomen zusammensetzen. Sie entstehen häufig aus Säuren. Da sie in der Nomenklatur von der Endung „id“ abweichen, und zum Verständnis noch ein paar zusätzliche Informationen notwendig sind, werden sie zu einem späteren Zeitpunkt im Buch besprochen.

Das Mol

MolMan kann sich vorstellen, dass die Angabe der Teilchenzahl eines Stoffs eine unfassbar große Zahl sein würde. Im Alltag gibt es einen Trick: Man definiert die Zahl 12 als ein Dutzend und spricht nun nicht mehr von 36 Äpfeln, sondern von 3 Dutzend Äpfeln. Ähnlich definiert man in der Chemie eine bestimmte Zahl an Teilchen (nämlich 6,02 × 1023) als ein Mol. Diese Zahl bezeichnet man auch als Avogadro-Konstante oder Lohschmidt-Zahl. Nun muss man also nicht sagen, dass in einem Block Kupfer 12,04 × 1023 Teilchen sind, sondern man spricht einfach von zwei Mol.

Die Stoffmenge ist die Anzahl von Teilchen einer Verbindung in Mol. Man muss dabei beachten, dass Mol zwar der Einheitsname der Stoffmenge ist, aber beim Rechnen stets das kleingeschriebene „mol“ als Einheitszeichen hinter der Zahl steht.

Aber es ist Vorsicht geboten! Wenn man ein Mol Natrium hat, hat man 6,02 × 1023 Atome. Hat man allerdings ein Mol Wasser (H2O), hat man 6,02 × 1023 Wassermoleküle. Da jedes Molekül aber aus 3 Atomen (2-mal Wasserstoff, 1-mal Sauerstoff) besteht, hat man 3-mal mehr, also 18,06 × 1023 Atome!
Ein Vorteil des Mols: Es ist so definiert, dass ihr aus der relativen Atommasse sofort das Gewicht eines Mols ableiten könnt:
Natrium hat z. B. eine Atommasse von 23. Das bedeutet, dass ein Mol, also 6 × 1023 Natrium-Atome, eine Masse von 23 g haben.
Das Ganze klappt auch mit Verbindungen: Ein Wassermolekül hat eine Atommasse von 18 (je 1 pro Wasserstoff und 16 pro Sauerstoff). Ein Mol Wasser hat demnach eine Masse von 18 g.
Des Weiteren sollte man wissen, dass ein Mol eines idealen Gases unter Normalbedingungen (0 °C und 1 013 hPa Druck) ein Volumen von 22,4 l hat. Ideale Gase sind zwar nur eine Modellvorstellung, jedoch kommen die Gase, die euch in Übungsaufgaben begegnen, den Charakteristika eines idealen Gases so nah, dass ihr die 22,4-Liter-Regel anwenden könnt.

Die molare Masse M ist die Masse, die 1 mol eines Stoffs besitzt. Da sie betragsmäßig mit der relativen Atommasse übereinstimmt, kann man sie i. d. R. aus dem PSE ablesen.

Die Einheit der molaren Masse ist Gramm pro Mol (g/mol).

Die Masse m erhält man, wenn man sich anschaut, wie viel Mol eines Stoffes man hat, und diese Zahl mit der molaren Masse multipliziert. Entsprechend hat sie die Einheit g oder kg.

Für das Studium ist es immens wichtig, mit den Angaben molare Masse (M), Masse (m) und Stoffmenge (n) rechnen zu können: Bei Natrium beträgt die molare Masse 23 g/mol. Wenn man nun wissen will, welche Masse 3 mol Natrium haben, multipliziert man sie mit den 3 mol. Mol kürzt sich heraus und man erhält 69 g als Ergebnis. Die zugehörige Formel lautet:
Um die anderen Variablen zu berechnen, könnt ihr sie umstellen zu:
M = oder auch n =
Auch bei dieser Formel helfen euch die Einheiten: Die molare Masse hat die Einheit g/mol. Damit ihr diese Einheit als Ergebnis erhaltet, müsst ihr die Masse durch die Stoffmenge teilen. Auf diese Weise wisst ihr:

Atombindung

AtomBindungBindungAtom-Wir haben die Bindung zwischen Metall- und Metall-Atomen (metallische Bindung) und die zwischen Metall- und Nichtmetall-Atomen (Ionenbindung) kennengelernt. Nun kommen wir zur Bindung zwischen Nichtmetall-Atomen, der Atombindung oder kovalenten Bindung.
Nichtmetalle wollen Elektronen aufnehmen, um Edelgaskonfiguration zu erreichen. Betrachten wir als Beispiel das Fluor: Es hat im atomaren Zustand 3 gepaarte, freie Elektronenpaare und ein ungepaartes, einzelnes Elektron. Wenn es nun auf ein anderes Fluor-Atom trifft, bilden die beiden einzelnen Elektronen ein gemeinsames bindendes Elektronenpaar, das nun von beiden Atomen für sich beansprucht wird, sodass beide Atome Edelgaskonfiguration erreicht haben (Abb. 6.4). Das gemeinsame bindende Elektronenpaar wird in der Strukturformel durch einen Strich zwischen den Atomsymbolen angedeutet. Die Elektronegativitäten der Bindungspartner unterscheiden sich bei der Atombindung nur wenig (oder im Falle von F2 gar nicht), da sonst, wie bei der Ionenbindung, einer der Bindungspartner das Elektronenpaar komplett an sich ziehen würde.
„Elektronenpaar“ bedeutet nichts anderes, als dass sich die Elektronen im selben Orbital befinden (denn Orbitale können schließlich doppelt besetzt werden).
Fehlt einem Stoff mehr als 1 Elektron zum Oktett, kann er auch mehrere Bindungen eingehen: So bildet Sauerstoff im Wasser 2 Bindungselektronenpaare mit Wasserstoff-Atomen.
Da die Atombindung von einem Atom zu einem anderen weist, bezeichnet man sie als gerichtet.
Mit eurem Wissen könnt ihr aus den Hauptgruppen herleiten, wie viele Bindungen ein Atom eingehen will. Dementsprechend wisst ihr auch, ob es freie Elektronenpaare besitzt und wie viele Elektronen ungepaart vorliegen.
Wenn ihr in einer Strukturformel untersucht, ob ein Atom Edelgaskonfiguration besitzt, zählt alle Valenzelektronen an diesem Atom (freie und gemeinsame Elektronenpaare). Bedenkt auch, dass bei Atomen ab der dritten Periode (z. B. Phosphor) eine Oktettaufweitung stattfinden kann.

Zweiatomige Gase

GaseIhr habt am Beispiel des Fluors gesehen, dass ein Atom auch mit anderen Atomen desselben Elements Bindungen eingehen kann. So liegen z. B. in einer Wolke aus Chlorgas alle Chlor-Atome als dimere Moleküle (also ein Molekül aus 2 Chlor-Atomen). Da beide Atome identisch sind, spricht man von einem Homodimer. Als Medizinstudenten solltet ihr wissen, welche Elemente de facto nur als zweiatomige Moleküle vorkommen. Dies sind die Gase Wasserstoff (H), Stickstoff (N) und Sauerstoff (O) sowie alle Halogene (die 7. Hauptgruppe).

HNO (Hals-Nasen-Ohren-Arzt) und die Halogene sind zweiatomig.

Manche Studenten merken sich Stickstoff, Sauerstoff und Wasserstoff auch als NOH (Nie ohne Homie).

Da dies später beim Aufstellen von Reaktionsgleichungen eine große Rolle spielt, solltet ihr darüber Bescheid wissen.

Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen

Bindungzweifach, dreifachDamit man wirklich versteht, warum Stoffe eine bestimmte Anzahl von Bindungen ausbilden und was dabei passiert, sollte man sich etwas detaillierter mit dem Orbitalmodell auseinandersetzen. Weil dieses Buch den Anspruch hat, ein Vorkurs zu sein, sind an dieser Stelle die wichtigsten (und später auch prüfungsrelevanten) Fakten übersichtlich zusammengestellt, sodass ihr schon einmal einen soliden Einblick in das Thema erhaltet.
Wir betrachten das Element Kohlenstoff. Kohlenstoff steht in der 4. Hauptgruppe und hat folglich 4 Valenzelektronen. Würde Kohlenstoff 4 Bindungen ausbilden, könnte er nun die insgesamt 8 Elektronen der 4 gemeinsam bindenden Elektronenpaare für sich beanspruchen und damit Edelgaskonfiguration. Dem Kohlenstoff stehen dabei verschiedene Möglichkeiten zur Verfügung:
  • Das C-Atom bildet vier Einfachbindungen zu verschiedenen anderen Atomen aus. Im Fall des Moleküls Methan wären das z. B. 4 Wasserstoff-Atome. Obwohl die Atome nun verbunden sind, können sie sich noch drehen (sozusagen mit der Bindung als Achse). Die Bindungsenergie beträgt 400 kJ/mol und liegt damit in der Größenordnung der Ionenbindung.

  • Das C-Atom bildet eine DoppelbindungDoppelbindung, z. B. zu einem anderen C-Atom aus. Nun fehlen ihm noch zwei weitere Bindungen. Hierfür kommen entweder eine weitere Doppelbindung oder 2 Einfachbindungen (etwas zu Wasserstoff-Atomen wie im Ethen) infrage. Die Doppelbindung besteht aus 2 bindenden Elektronenpaaren. Dabei ist die Bindungsenergie des ersten Elektronenpaars identisch mit der einer Einfachbindung, die des zweiten mit rund 300 kJ/mol geringfügig schwächer. Die gesamte Bindungsenergie der Doppelbindung ist also nicht ganz doppelt so groß wie die der Einfachbindung. Die an der Doppelbindung beteiligten Atome sind nicht drehbar.

  • Das C-Atom bildet eine DreifachbindungDreifachbindung, z. B. zu einem anderen C-Atom aus. Um Edelgaskonfiguration zu erreichen, benötigt es noch eine weitere Einfachbindung (etwa zu einem Wasserstoff-Atom wie im Ethin). Die Doppelbindung besteht aus 3 bindenden Elektronenpaaren, von denen das dritte erneut eine Bindungsenergie von rund 300 kJ/mol aufweist. Die Dreifachbindung ist somit natürlich stärker als die Doppelbindung und ebenfalls nicht drehbar. Durch die höhere Bindungsenergie rücken die Atome zudem näher zusammen, sodass der Bindungsabstand kürzer wird (was natürlich auch bei der Doppelbindung verglichen mit der Einfachbindung der Fall ist).

Geometrie

Moleküle sind in der Realität nicht platt, sondern nutzen alle drei Raumrichtungen aus, um sich optimal anzuordnen (Abb. 6.5).
Dabei ist v. a. relevant, dass sich die negativ geladenen Valenzelektronen untereinander abstoßen. Folglich werden sie versuchen, einen möglichst großen Abstand voneinander einzunehmen. In einem Molekül wie Methan können sich die Elektronenpaare aufgrund der Einfachbindungen so positionieren, dass sie in vier verschiedene Richtungen zeigen. Diese Struktur bezeichnet man als Tetraeder.
Wie groß ist der Winkel zwischen den Elektronenpaaren? Man könnte intuitiv auf 90° tippen und läge damit falsch, da die Elektronenpaare auch noch „ins Blatt hinein“ bzw. „in unsere Richtung“ ragen können. Tatsächlich beträgt der Winkel für Methan 109,5°.
Im Wassermolekül (H2O) ist die Sache etwas anders: Zwar liegen auch hier die Elektronenpaare weder in Doppel- noch in Dreifachbindungen vor, aber bei 2 von ihnen handelt es sich um freie und nicht um gemeinsam bindende Elektronenpaare und diese brauchen mehr Platz. Das bewirkt, dass der Winkel zwischen den bindenden Elektronenpaaren auf 104,5° schrumpft.

Das WassermolekülWassermolekül ist nicht linear, sondern gewinkelt gebaut!

Dieser Umstand wird im nächsten Kapitel wieder wichtig.
Im Ethen liegt eine Doppelbindung aus 2 Elektronenpaaren vor. Betrachten wir nun das linke C-Atom: Die Elektronenpaare, die an H-Atome binden, versuchen sich jeweils soweit wie möglich von allen anderen zu entfernen. Die beiden Elektronenpaare, die die Doppelbindung ausbilden, können sich zwar von den anderen Elektronenpaaren entfernen, nicht aber voneinander, sodass sich die Elektronen nur in drei verschiedene Richtungen anordnen können. Um maximalen Abstand zu erzielen, entsteht eine trigonal-planare (dreieckig-ebene) Struktur mit Bindungswinkeln von rund 120°.
Im Ethin liegt eine Dreifachbindung vor. Hier können die Elektronenpaare nur in zwei Richtungen zeigen, da die 3 Elektronenpaare der Dreifachbindung zusammenbleiben müssen. Die ideale Anordnung, um einen möglichst großen Abstand zu erzielen, ist deshalb linear mit einem Winkel von 180°.

Koordinative Bindung

BindungkoordinativeDie koordinative Bindung ist die letzte Bindung, mit der man sich im Medizinstudium auseinandersetzen muss. Sie liegt in MetallkomplexenMetallkomplexe vor (Abb. 6.6). Auch hier wird die Bindung durch 1 Elektronenpaar vermittelt, das zwischen den Bindungspartnern liegt. Im Unterschied zur Atombindung stammt es hier allerdings komplett von einem der Bindungspartner (dem Liganden), während der andere Bindungspartner (das Zentralion/-atom) kein Elektron zur Bindung beisteuert.

Zusammenfassung

  • Eine metallische Bindung ist ungerichtet und entsteht zwischen Atomen mit geringen Elektronegativitäten.

  • Eine Ionenbindung ist ungerichtet und entsteht zwischen Atomen mit stark unterschiedlichen Elektronegativitäten.

  • Eine Atombindung ist gerichtet und entsteht, wenn sich die Elektronegativitäten der beteiligten Partner nicht ganz so stark unterscheiden.

  • Die koordinative Bindung ist ebenfalls gerichtet und wird euch im Studium noch detaillierter beschäftigen.

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