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B978-3-437-41103-8.00003-X

10.1016/B978-3-437-41103-8.00003-X

978-3-437-41103-8

Abb. 3.1

Natrium – Elektronengas und Atomrümpfe

Abb. 3.2

Spannungsquelle an Metallblock

Abb. 3.3

Ionengitter bei NaCl

Abb. 3.4

Zwei Fluoratome bilden ein Fluormolekül.

Abb. 3.5

Energieniveau der Molekülorbitale

Abb. 3.6

sp3- und sp2-Hybridisierung

Abb. 3.7

Methan und Ethen

Abb. 3.8

Geometrie wichtiger Moleküle

Abb. 3.9

Tetraamminkupfer(II)-Ion als Beispiel für einen Metallkomplex

Abb. 3.10

Drei Komplexe mit verschiedenen Koordinationszahlen

Wichtige Liganden von Metallkomplexen

Tab. 3.1
Neutrale Liganden
Formel Name der „normalen“ Verbindung Name als Ligand
NH3 Ammoniak Ammin
H2O Wasser Aqua
CO Kohlenstoffmonoxid Carbonyl
Anionische Liganden
Formel Name der „normalen“ Verbindung Name als Ligand
Br Bromid Bromido
Cl Chlorid Chlorido
OH Hydroxid Hydroxido
CN Cyanid Cyanido
SCN Thiocyanat Thiocyanato

Chemische Bindung

  • 3.1

    Metallische Bindung11

    • 3.1.1

      Eigenschaften12

    • 3.1.2

      Legierungen12

  • 3.2

    Ionenbindung13

    • 3.2.1

      Eigenschaften13

    • 3.2.2

      Salzformeln13

    • 3.2.3

      Nomenklatur14

  • Exkurs: Das Mol14

  • 3.3

    Atombindung15

    • 3.3.1

      Zweiatomige Gase16

    • 3.3.2

      Molekülorbitale16

    • 3.3.3

      Hybridisierung16

    • 3.3.4

      Geometrie17

  • 3.4

    Koordinative Bindung18

    • 3.4.1

      Bindungspartner19

    • 3.4.2

      Bindung19

    • 3.4.3

      Summenformel und Nomenklatur19

    • 3.4.4

      Eigenschaften und Geometrie21

    • 3.4.5

      Chelatkomplexe21

    • 3.4.6

      Ligandenaustauschreaktionen22

  • 3.5

    Übungen22

Zur Erinnerung: Das 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 ist insofern wichtig, als dass es einem ermöglicht, sich die Eigenschaften der resultierenden Stoffe herzuleiten.

Metallische Bindung

Wie 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. 3.1). 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 unter anderem eine hohe Duktilität (sie sind plastisch verformbar und brechen nicht sofort).

Für Ahnungslose

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.

Lerntipp

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.

Zur besseren Vorstellung: Man legt an einen Metallblock eine Spannung an (an einer Seite sind viele Elektronen, Minuspol, an der anderen wenige, Pluspol) (Abb. 3.2). 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 Halbmetallen (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

Selbstverständlich können nicht nur Atome desselben Elements (etwa Kupfer) eine metallische Bindung eingehen. Mischt man verschiedene Metalle, erhält man eine sogenannte Legierung. 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.

Für Ahnungslose

Mischen ist hier nicht im Sinne von Zusammenkippen und kräftig Verrühren zu verstehen, sondern als mehrmaliges Erhitzen und wieder Abkühlen.

Als Mediziner sollte man vor allem 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).

Lerntipp

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

Wie 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. 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 auseinander liegen. Im Übrigen geben die Atome immer so viele Elektronen ab, dass sie in der Regel 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.

Merke

Bei der Bildung von Ionen ändern sich Elektronenkonfiguration, Ladung und Atomradius.

Dagegen bleiben Kernladung und Masse (nahezu) gleich.

Die entstehenden geladenen Teilchen ziehen sich natürlich gegenseitig an und lagern sich zu einem festen Ionengitter zusammen (Abb. 3.3). 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 in der Regel 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

Ein kleines Beispiel: Natrium und Chlor reagieren unter Bildung eines Salzes. Jedes Natriumatom sucht sich ein Chloratom, an das es ein 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 Calciumatom will zwei Elektronen abgeben, es steht schließlich in der zweiten Hauptgruppe, hat also zwei Valenzelektronen. Wenn ein Chloratom aber zwei Elektronen aufnehmen würde, hätte es das Oktett überschritten, da es dann 9 Valenzelektronen hätte. Folglich muss es pro Calciumatom zwei Chloratome 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.

Für Ahnungslose

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.

Beispiel: Wasser, H2O

Wasserstoff und Sauerstoff liegen im Verhältnis 2 : 1 vor.

Für die Klausur

Salzformeln richtig angeben zu können ist wichtig. Man 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 dritten Hauptgruppe und Sauerstoff in der sechsten. Da Aluminium 3 Elektronen abgeben will, aber Sauerstoff nur 2 aufnehmen kann, muss man zwei Aluminiumatome (geben dann 6 Elektronen ab) mit 3 Sauerstoffatomen (nehmen 6 Elektronen auf) reagieren lassen. Man sucht nach dem kleinsten gemeinsamen Vielfachen; c) stimmt also.

Da Natrium nur ein Elektron abgeben kann und Sauerstoff zwei aufnehmen muss, braucht man in einem Salz zweimal mehr Natrium als Sauerstoff, folglich trifft Antwort d) nicht zu!

Nomenklatur

Ihr solltet grundsätzlich bedenken, dass ihr, wenn ihr geladene Teilchen (z. B. Na+) betrachtet, von Natrium-Ionen und nicht von Natrium sprechen müsst. 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

Ihr müsst allerdings beachten: Die Übergangsmetalle (Nebengruppenelemente) können als unterschiedlich geladene Ionen vorliegen! Es gibt z. B. zwei- und dreifach 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.

Exkurs: Das Mol

Wenn man angeben will, wie viele Teilchen ein Stoff enthält, kann man sich denken, dass die Zahl ziemlich schnell ziemlich groß wird. Man nutzt in diesem Zusammenhang einen Trick, indem man sagt, dass eine bestimmte Zahl Teilchen (nämlich 6,02 × 1023) einem Mol entsprechen. 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.
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 (zweimal Wasserstoff, einmal Sauerstoff) besteht, hat man dreimal mehr, also 18,06 × 1023, Atome!

Für Ahnungslose

Einen solchen Trick kennt ihr aus dem Alltag:

Man definiert die Zahl 12 als ein Dutzend und spricht nun nicht mehr von 36 Äpfeln, sondern von drei Dutzend Äpfeln.

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 1 mol, also 6 × 1023 Natriumatome, 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). 1 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.
Für das Studium ist es immens wichtig, mit den Angaben molare Masse (M), Masse (m) und Stoffmenge (n) rechnen zu können. Die molare Masse ist die Masse, die ein Mol eines Stoffes besitzt. Da sie betragsmäßig mit der relativen Atommasse übereinstimmt, kann man sie in der Regel aus dem PSE ablesen:
Bei Natrium beträgt sie 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:
m=n×M
Um die anderen Variablen zu berechnen, könnt ihr sie umstellen zu M = mn oder auch n = mM.

Lerntipp

Ein guter Trick, sich das Formeln-Lernen zu vereinfachen: Ihr solltet wissen, dass die molare Masse die Einheit Gramm pro Mol haben muss. Damit ihr diese Einheit als Ergebnis erhaltet, müsst ihr die Masse durch die Stoffmenge teilen. Auf diese Weise wisst ihr: M = mn

Atombindung

Wir haben die Bindung zwischen Metall- und Metallatomen (metallische Bindung) und die zwischen Metall- und Nichtmetallatomen (Ionenbindung) kennengelernt. Nun kommen wir zur Bindung zwischen Nichtmetallatomen, 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 Fluoratom trifft, bilden die beiden einzelnen Elektronen ein gemeinsames bindendes Elektronenpaar, welches nun von beiden Atomen für sich beansprucht wird, sodass beide Atome Edelgaskonfiguration erreicht haben. Das gemeinsame bindende Elektronenpaar wird in der Strukturformel durch einen Strich zwischen den Atomsymbolen angedeutet (Abb. 3.4). 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.

Für Ahnungslose

„Elektronenpaar“ bedeutet nichts anderes, als dass sich die Elektronen im selben Orbital befinden (denn Orbitale können schließlich doppelt besetzt werden). Wie ein bindendes Elektronenpaar zustande kommt, erfahrt ihr noch in diesem Kapitel.

Fehlt einem Stoff mehr als ein Elektron zum Oktett, kann er auch mehrere Bindungen eingehen: So bildet Sauerstoff im Wasser zwei Bindungselektronenpaare mit Wasserstoffatomen.
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

Ihr 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 Chloratome als dimere Moleküle (also ein Molekül aus zwei Chloratomen). 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).

Lerntipp

HNO (Hals-Nasen-Ohrenarzt) und die Halogene sind zweiatomig. Da dies später beim Aufstellen von Reaktionsgleichungen eine große Rolle spielt, solltet ihr darüber Bescheid wissen!

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

Molekülorbitale

Was passiert, wenn ungepaarte Elektronen ein gemeinsames bindendes Elektronenpaar bilden? Verschmelzen die Orbitale? Fällt ein Orbital weg?
Die Antwort ist etwas komplexer: Aus den zwei Orbitalen der einzelnen Atome, die energetisch gleichwertig sein müssen, entstehen zwei Molekülorbitale, von denen eines mehr und das andere weniger energiereich ist (Abb. 3.5). Da Stoffe immer nach einem energetisch günstigen, also energiearmen, Zustand streben, besetzen beide Elektronen das energieärmere Orbital. Es ist logisch, dass deshalb nur einfach (also mit ungepaarten Elektronen) besetzte Orbitale eine Bindung eingehen können. Ansonsten müssten wir vier Elektronen auf die neu entstehenden Orbitale verteilen. Somit müssten zwei auch in das energiereichere Orbital, wodurch kein energetisch günstigerer Zustand erreicht worden wäre.
Bindungen, die über ein einziges Elektronenpaar vermittelt werden, heißen Einfachbindungen. Die Atome sind zwar aneinander fixiert, aber immer noch drehbar. Die Bindung wird σ-Bindung, das Orbital σ-Molekülorbital genannt. Auch die Bindungsenergie einer Einfachbindung sollte man kennen. Sie ist ungefähr identisch mit der der Ionenbindung, beträgt also rund 400 kJ/mol.

Für die Klausur

… solltet ihr vor allem die Eigenschaften der Bindungen kennen. Außerdem wird im nächsten Abschnitt besprochen, wie man den Hybridisierungszustand von Atomen erkennt. Das ganze Thema kann verwirrend sein, deshalb findet ihr im nächsten Kasten einen hilfreichen Trick!

Hybridisierung

Wir betrachten die Elektronenkonfiguration von Kohlenstoff. Die Ordnungszahl 6 sagt uns, dass es 6 Elektronen gibt. Die ersten beiden wandern ins s-Orbital der 1. Schale. Die nächsten befinden sich im s-Orbital der zweiten Schale. Nun bleiben noch zwei Elektronen, die je eins der energetisch gleichwertigen p-Orbitale einfach besetzen (1s2 2s2 2p2).
Wir sehen: Kohlenstoff hat zwar vier Valenzelektronen. Davon liegen aber zwei gepaart vor (im s-Orbital) und können somit keine Bindungen eingehen. Trotzdem ist Kohlenstoff, etwa im Methan, vierbindig.
Dies ist möglich, da aus den 3 p-Orbitalen (von denen eines noch komplett unbesetzt ist) und dem s-Orbital vier neue Orbitale entstehen. Sie heißen sp3-Orbitale und sind energetisch gleichwertig, wobei ihr Energiegehalt logischerweise zwischen dem des s- und dem der p-Orbitale liegt. Nun kann der Kohlenstoff auch an Wasserstoff binden. Dieses „Verschmelzen“ von Orbitalen, um energetisch gleichwertig Orbitale zu erzeugen, nennt man Hybridisierung. Wenn alle drei p-Orbitale der äußersten Schale mit dem s-Orbital verschmelzen, spricht man von sp3-Hybridisierung.
Wenn zwei Kohlenstoffatome miteinander (und mit 4 Wasserstoffatomen, wie beim Ethen) eine Bindung eingehen, sieht die Sache anders aus:
Nur zwei der p-Orbitale verschmelzen mit dem s-Orbital (das Ganze findet natürlich bei beiden C-Atomen statt). Es entstehen 3 sp2-Orbitale pro Kohlenstoffatom (Abb. 3.6). Jedes Kohlenstoffatom nutzt nun zwei der sp2-Orbitale, um mit Wasserstoff σ-Bindungen auszubilden und eins, um mit dem jeweils anderen Kohlenstoff eine solche Bindung zu erzeugen. Beide C-Atome haben allerdings noch je ein Elektron in einem p-Orbital. Diese beiden p-Orbitale verschmelzen und bilden, ebenfalls zwischen den beiden Kohlenstoffatomen, eine sogenannte π-Bindung.
Wird eine Bindung zwischen Atomen durch zwei Elektronenpaare vermittelt, spricht man von einer Doppelbindung (Abb. 3.7). Sie besteht aus einer σ- und einer π-Bindung, die Atome sind nicht frei drehbar und der Abstand zwischen ihnen (Bindungsabstand) ist geringer als bei einer Einfachbindung. Die Bindungsenergie einer π-Bindung ist allerdings geringer als die einer σ-Bindung und beträgt nur etwa 300 kJ/mol. Beide Bindungen zusammen sind aber logischerweise stabiler als eine Einfachbindung.
Bei einer Dreifachbindung zwischen Kohlenstoffatomen liegt eine sp-Hybridisierung vor. Die hinzukommende Bindung ist ebenfalls eine π-Bindung. Folglich gibt es natürlich weiterhin keine Drehbarkeit und auch der Bindungsabstand wird erneut kürzer. Selbstverständlich ist es auch wesentlich energieaufwendiger, eine Dreifachbindung zu spalten.

Für Ahnungslose

Warum bilden Elektronen, wenn sie sich doch eigentlich abstoßen, Dreifachbindungen? Schließlich befinden sich dann doch sechs Elektronen auf relativ geringem Raum!

Das liegt daran, dass die Elektronen dort den positiven Anziehungskräften von beiden Kernen ausgesetzt sind, die sie in Position halten. Tatsächlich kommt es aber in der Realität vergleichsweise leicht zu Reaktionen mit anderen, bevorzugt positiv geladenen, Teilchen. Doch dazu später mehr.

Geometrie

Moleküle sind in der Realität natürlich nicht so platt wie auf dem Papier, sondern nutzen alle drei Raumrichtungen aus, um sich optimal anzuordnen.

Für die Klausur

In mündlichen Prüfungen bietet es sich an, bei organischen Verbindungen (welche das sind, lernt ihr später) statt von der Anordnung eher von der Konformation zu sprechen!

Dabei ist wieder vor allem 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. Man findet sie vor allem bei sp3-hybridisierten Atomen. 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°. Wir müssen aber auch hier etwas beachten: Im Ammoniak (NH3) findet sich auch ein sp3 hybridisiertes Atom im Zentrum des Moleküls (3 Hs + 1 freies Elektronenpaar = 4 Anhängsel). Allerdings nimmt hier das Orbital des freien Elektronenpaares mehr Platz ein als ein Molekülorbital, das an einer Bindung beteiligt ist. Das Tetraeder verformt sich deshalb etwas, sodass der Winkel zwischen den bindenden Elektronenpaaren nur noch 106,8° beträgt.
Im Wassermolekül (H2O) ist dieses Phänomen noch stärker ausgeprägt, da hier zwei freie Elektronenpaare vorliegen. Das bewirkt, dass der Winkel zwischen den bindenden Elektronenpaaren auf 104,5° schrumpft. Merkt euch in jedem Fall, dass das Wassermolekül deshalb nicht linear, sondern gewinkelt gebaut ist! Dieser Umstand wird im nächsten Kapitel wieder wichtig.
Im Ethen liegt eine Doppelbindung aus zwei 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 3 verschiedene Richtungen anordnen können. Um maximalen Abstand zu erzielen, entsteht eine trigonal-planare (dreieckig-ebene) Struktur mit Bindungswinkeln von rund 120°. Diese Struktur findet sich vor allem bei sp2-Hybridisierung.
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° (Abb. 3.8).

Für die Klausur

Die Eigenschaften der Bindungen (Abstand, Drehbarkeit, beteiligte Orbitale) solltet ihr kennen. Bei der Bestimmung des Hybridisierungszustands von Atomen stößt man als durchschnittlich chemieinteressierter Medizinstudent schnell an die Grenze des Zumutbaren. Solltet ihr tatsächlich nach dem Hybridisierungszustand eines Atoms in einer Verbindung gefragt werden, zeichnet sie und zählt dann, wie viele „Anhängsel“ es gibt. „Anhängsel“ sind in diesem Fall freie Elektronenpaare und gebundene Atome. Die Anzahl der Bindungspartner liefert euch die Hybridisierung (das klappt zumindest bei den meisten Atomen, nach denen gefragt werden könnte, also C, O oder N).

  • 4 Anhängsel = sp3

  • 3 Anhängsel = sp2

  • 2 Anhängsel = sp

Koordinative Bindung

Die koordinative Bindung ist die letzte Bindung, mit der wir uns auseinandersetzen wollen. Sie liegt in sogenannten Metallkomplexen vor (Abb. 3.9). Auch hier wird die Bindung durch ein 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.

Bindungspartner

Bei Metallkomplexen liegt allgemein ein Metall-Ion oder Atom im Zentrum. Um dieses Zentralion herum ordnen sich eine bestimmte Anzahl von Liganden an. Wobei es sich dabei um einzelne Ionen oder ganze Moleküle handeln kann.
Die Anzahl der Bindungen, die ein Zentralion eingeht, wird Koordinationszahl (KZ) genannt. Ihr könnt sie allerdings nicht aus der Ladung des Teilchens herleiten!

Für Ahnungslose

Welche Ladung hat das Zentralion? Das Zentralion ist immer ein Metall-Ion, und da Metalle, um Edelgaskonfiguration zu erreichen, Elektronen abgeben müssen, sind sie positiv geladen!

Bindung

Dass Metall-Ionen sich zu Stoffen hingezogen fühlen, die ein Elektronenpaar zur Verfügung stellen wollen, ist klar, denn schließlich sind sie positiv und die Elektronen negativ geladen. Warum können aber auch Metallatome an einer solchen Bindung beteiligt sein? Metalle sind häufig Nebengruppenelemente. Für Nebengruppenelemente ist charakteristisch, dass sie eine nicht vollständig besetzte innere Schale aufweisen. Dieses Fehlen von Elektronen bezeichnet man als Elektronenlücke, was dazu führt, dass sowohl Zentralionen als auch Zentralatome Elektronen der Liganden akzeptieren.
In diesem Zusammenhang solltet ihr mit einer besonderen Nomenklatur vertraut sein: Wenn ein Stoff Elektronen „spendet“, bezeichnet man ihn als Elektronendonator oder auch Lewis-Base. Der Stoff, der die Elektronen „akzeptiert“, heißt Elektronenakzeptor oder auch Lewis-Säure. Die Bindung besteht zwischen Ligand und Zentralteilchen, ist also gerichtet.

Lerntipp

Ihr habt gerade die Lewis-Definition der Säuren und Basen kennengelernt. Im Verlauf dieses Buches wird euch noch die Brønsted-Definition begegnen, die geläufiger ist, was jedoch nicht bedeutet, dass ihr die Lewis-Definition vernachlässigen könnt. Merkt sie euch am Beispiel des Medizinstudenten Lewis, der durch die Chemieprüfung gefallen ist: Erst war er sauer, aber dann hat er's akzeptiert.

Für die Klausur

Es ist wichtig, dass ihr euch bei Definitionen, wie die der Lewis-Säuren, absolut sicher seid, da man versuchen wird, euch mit Falschantworten zu verunsichern. Investiert deshalb Zeit ins sichere Auswendiglernen und/oder nutzt die Eselsbrücken aus den Merke-Kästen.

Welche Aussage trifft nicht zu?

    • a.

      Lewis-Säuren sind Elektronenpaarakzeptoren.

    • b.

      Liganden in Metallkomplexen sind in der Regel Lewis-Basen.

    • c.

      Lewis-Basen sind Protonendonatoren.

Ein einfaches Beispiel zum Üben: Gesucht ist natürlich c), da die Lewis-Definition nicht primär mit Protonen, sondern mit Elektronen zu tun hat.

Summenformel und Nomenklatur

Erfreulicherweise können wir die Summenformel eines Metallkomplexes sehr leicht anhand der eckigen Klammern erkennen, die die Bestandteile des Komplexes umschließen. Diese sind innerhalb der Klammer von positiver nach negativer Ladung sortiert (das Zentralteilchen steht folglich vorne).

Lerntipp

Wenn ihr euch nicht sicher seid, ob Ladungen von + nach − oder von − nach + angegeben werden, denkt einfach an NaCl.

Das Na+-Ion steht vorne und das Cl-Ion ist nachgestellt.

Summenformeln von Salzen und Metallkomplexen werden von + nach − notiert.

In der folgenden Tabelle findet ihr eine Auswahl an gängigen Liganden. Ihr solltet die Namen der Stoffe als Liganden, aber auch als normale Verbindungen, kennen.
Die Ladung eines Komplexes ergibt sich aus der Summe der Ladungen seiner Bestandteile.
Hat ein Komplex nur neutrale Liganden, so ist seine Ladung aufgrund des in der Regel positiv geladenen Zentralions positiv. Allerdings ist es auch möglich, dass anionische Liganden diese Ladung kompensieren (dann ist der gesamte Komplex neutral) oder sogar noch übertreffen (dann ist er negativ).

Für Ahnungslose

Metallkomplexe können Bestandteile von Salzen sein. Innerhalb des Metallkomplexes liegt dann immer noch eine koordinative Bindung vor. Zusätzlich bildet der Komplex aufgrund seiner Ladung noch eine Ionenbindung zu benachbarten Ionen aus.

Die Ladung eines Komplexes wird in der Regel als hochgestellte Zahl nach der rechten Klammer geschrieben. Ist der Komplex allerdings geladen, also ein Ion, und dazu noch Bestandteil eines Salzes, könnt ihr euch seine Ladung auf zwei Weisen herleiten:
[Ca(H2O)6]Cl2
Cl steht außerhalb der Klammer, gehört also nicht zum Metallkomplex. Wir wissen, dass Chloratome in Salzen ein Elektron aufnehmen, um Edelgaskonfiguration zu erreichen. Da in unserem Fall zwei Chloratome mit dem Metallkomplex eine Ionenbindung eingehen, muss der Komplex zwei Elektronen weniger haben, also zweifach positiv geladen sein, damit unsere Salzformel stimmt.
Wenn wir die Ladung des Zentralions und der Liganden kennen, können wir natürlich auch einfach die Gesamtladung durch stumpfes Addieren berechnen.
Nun bleibt noch zu klären, wie man einen Metallkomplex mit bekannter Summenformel benennt. Um euch das Ganze etwas zu vereinfachen, soll uns [Fe(CN)6]4– als Beispiel dienen.
  • 1.

    Man beginnt mit den Liganden, deren Namen ihr aus der Tabelle 3.1 entnehmen könnt, und sortiert diese in alphabetischer Reihenfolge. Man muss natürlich auch kenntlich machen, wie viele Liganden vorliegen. Dafür nutzt man Präfixe, die man kennen sollte, da sie in der gesamten Chemie von Bedeutung sind. In unserem Fall liegen anionische Cyanido-Liganden vor und zwar ganze sechs Stück: Hexacyanido

  • 2.

    Es folgt der Name des Metalls. Da es sich zumeist um Übergangsmetalle handelt, müssen wir die Ladung des Metall-Ions in Klammern angeben. Ist der gesamte Komplex negativ geladen, weil die Menge der negativen Ladungen der Liganden die positiven Ladungen des Zentralteilchens übersteigt, so wird das Zentralteilchen mit lateinischem Namen benannt und die Endung „at“ angehängt. In unserem Beispiel ist dies der Fall. Das Eisen ist zudem zweifach positiv geladen: Hexacyanidoferrat(II)

  • 3.

    Komplexe können auch Bestandteil von Salzen sein. Ist der Komplex das Kation, also positiv geladen, steht er vorne, andernfalls wird der Name nachgestellt. Nehmen wir an unser Komplex liegt in einem Salz vor: K4[Fe(CN)6] Da der Metallkomplex in diesem Fall aufgrund seiner negativen Ladung das Anion sein muss, nennen wir ihn zuletzt: Kaliumhexacyanidoferrat(II)

Für die Klausur

Je nach Universität sind Metallkomplexe und insbesondere deren Nomenklatur im Chemiepraktikum unterschiedlich wichtig. Wenn euch die Nomenklatur Probleme bereitet und ihr sehr viel Zeit investieren müsst, setzt euch besser zunächst mit anderen Themen auseinander.

Da die Koordinationszahlen von Zentralteilchen variieren, ist es nicht sinnvoll, alle möglichen Koordinationszahlen für die gängigen Zentralteilchen auswendig zu lernen. Ihr werdet euch allerdings die Koordinationszahlen einiger Zentralteilchen in biochemisch wichtigen Komplexen merken müssen. Dazu aber später mehr.

Eigenschaften und Geometrie

Die Eigenschaften eines Komplexes entsprechen nicht unbedingt den Eigenschaften seiner Bestandteile. So können sich bei einer Komplexbildung etwa Farbe, Löslichkeit und Redoxpotenzial (was das ist, erfahrt ihr noch) verändern.
Die Anordnung der Atome in einem Komplex hängt von der Koordinationszahl (KZ) ab. Grundsätzlich ist auch hier das Bestreben der Liganden nach größtmöglichem Abstand zueinander erkennbar.

Wichtige chemische Präfixe und Merkhilfen

Tab. 3.2
1Mono
2Di
3TriTriangel mit 3 Ecken
4TetraTetraeder
5PentaPentagramm mit 5 Ecken
6HexasiX
7Hepta
8OctaOctopus
9NonaNeun
10DecaDezimeter = 110 Meter
So ergibt sich für die KZ = 2 eine lineare Anordnung.
Für die KZ = 4 ist die euch bereits bekannte tetraedrische Struktur am häufigsten. Allerdings kann es hier auch vorkommen, dass die Atome nicht alle Raumrichtungen ausnutzen und sich quadratisch-planer, also in einer Ebene, anordnen.
Ist die KZ = 6, kommen ebenfalls mehrere Anordnungen infrage. Die wichtigste ist dabei das Oktaeder, während trigonale Prismen und Antiprismen nur von geringer Bedeutung sind.
Selbstverständlich gibt es neben den Koordinationszahlen 2, 4 und 6 auch noch andere, diese sind aber weit weniger häufig.
Die Koordinationszahl eines Zentralteilchens kann, abhängig von den Liganden mit denen es einen Komplex bildet, variieren (Abb. 3.10).

Chelatkomplexe

Neben den Liganden, die nur eine Bindung zum Zentralteilchen ausbilden, gibt es auch solche, die mehrere Bindungen mit dem Zentralteilchen eingehen. Man bezeichnet sie als Chelatoren. Die wichtigsten solltet ihr kennen.
In Metallkomplexen, an denen Chelatoren beteiligt sind, bilden die Liganden fünf- oder sechseckige Ringe, sodass ihr schon, ohne euch genau mit der Strukturformel zu befassen, allein durch deren Form zumindest den Charakter der Liganden erahnen könnt.
Ein wichtiger und äußerst prüfungsrelevanter Chelator ist EDTA. Er kann 6 Bindungen ausbilden und trägt dabei vier negative Ladungen. Da er u. a. mit zweiwertige Kationen (Ca2+, Mg2+) Komplexe bildet, kann er unter anderem zur Verhinderung der Gerinnung von Blutproben (Antikoagulation) verwendet werden, da dafür Calcium-Ionen notwendig sind.

Für Ahnungslose

Warum wird EDTA nur in vitro (also im Reagenzglas) und nicht in vivo (im Organismus) zur Antikoagulation eingesetzt? Weil zweiwertige Kationen nicht nur bei der Blutgerinnung wichtig sind. So kann etwa ATP, die Energiewährung der Zelle, nur genutzt werden, wenn es an Mg2+ gebunden ist. Große Mengen EDTA hätten also weitreichendere Folgen, als man in Kauf nehmen kann.

Für die Klausur

Insbesondere für mündliche Prüfungen sollte man – um peinliche Wissenslücken zu vermeiden – wissen, wofür die Abkürzungen stehen, die man benutzt. In diesem Sinne:

EDTA = Ethylendiamintetraacetat

Ein weiterer Ligand, der sogar in vivo zur Therapie von Schwermetallvergiftungen eingesetzt werden kann (da er die Metall-Ionen bindet), ist das Dithioglycerin (Dimercaprol). Eine Übersicht über wichtige Metallkomplexe inkl. Zentralionen bietet die folgende Tabelle.
Ein sehr wichtiger Metallkomplex ist das Hämoglobin, auf das in der Biochemie genauer eingegangen werden soll. Man könnte sich allerdings schon mal merken, dass im Hämoglobin ein vierzähniger Chelator namens Porphyrin vorliegt.

Für Ahnungslose

Wie kann es sein, dass das Porphyrin nur vierzähnig ist, während das Zentralion im Hämoglobin die Koordinationszahl 6 hat? Eine Bindung muss für den zu transportierenden Sauerstoff freibleiben und mit der anderen ist die Hämgruppe (Eisen + Liganden) in das Protein (Globin) eingebaut.

Dieser Einbau erfolgt über einen Imidazolrest der Aminosäure Histidin. Im ähnlich aufgebauten Cobalamin ist stattdessen ein Benzimidazolrest gebunden. Hier heißt der vierzähnige Ligand übrigens Corrin.

Ligandenaustauschreaktionen

Bei Ligandenaustauschreaktionen reagiert ein Metallkomplex mit anderen Stoffen, die die Liganden ganz oder teilweise ersetzen. An sich recht simpel – man sollte allerdings darauf achten, dass sich die Ladung des Komplexes abhängig von der Ladung der Liganden ändern kann.

Wichtige Komplexe und Zentralionen

Tab. 3.3
Metall-IonKoordinationszahlBeispiel
Mg2+6Chlorophyll
Ca2+6Im Komplex mit EDTA
Fe2+/3+6Hämoglobin
Co2+/3+6Cobalamin
Cu2+4Im Komplex mit D-Penicillamin
Zn2+4Alkoholdehydrogenase, Carboanhydrase
[Cu(H2o)6]2+EDTA4[Cu(EDTA)]2+6H2o

Übungen

Metalle Salze
Ja Nein Ja Nein
Leiten im festen Zustand Strom
Bestehen aus Atomen mit ähnlicher Elektronegativität
Sind plastisch verformbar
Bestehen aus Anionen und Kationen
Bilden eine gitterartige Struktur aus
  • 1.

    Nenne die Summenformel für:

    Aluminiumfluorid, Calciumoxid,

    Kupfer(II)-Chlorid

  • 2.

    Welche Aussage trifft nicht zu?

    • a.

      Schmelzen von Salzen leiten den elektrischen Strom.

    • b.

      Metalle leiten im festen Zustand den elektrischen Strom.

    • c.

      In einem Salz geben einige Atome Elektronen ab, während andere Elektronen aufnehmen.

    • d.

      In einem Metall geben einige Atome Elektronen ab, während andere Elektronen aufnehmen.

    • e.

      Aluminium bildet Al3+-Ionen.

  • 3.

    Welche Aussage trifft zu?

    • a.

      Atome einer Doppelbindung sind drehbar.

    • b.

      Bei einer Einfachbindung ist der Bindungsabstand geringer als bei einer Dreifachbindung.

    • c.

      Das Wassermolekül ist linear gebaut.

    • d.

      σ-Bindungen entstehen aus p-Orbitalen.

    • e.

      Zum Spalten einer Doppelbindung muss mehr Energie aufgewandt werden, als man zum Spalten einer Einfachbindung benötigen würde.

  • 4.

    Welche Aussage trifft nicht zu?

    • a.

      Bei der Atombindung ist die Differenz der Elektronegativitäten der beteiligten Komponenten kleiner als bei der Ionenbindung.

    • b.

      Neon liegt bevorzugt zweiatomig vor.

    • c.

      Ein Molekül mit einer Dreifachbindung ist linear.

    • d.

      Doppelt besetzte Orbitale können keine Molekülorbitale bilden.

    • e.

      Sauerstoff liegt bevorzugt zweiatomig vor.

  • 5.

    Welche Aussage trifft nicht zu?

    • a.

      Das Zentralion in einem Metallkomplex ist in der Regel eine Lewis-Säure.

    • b.

      Hat ein Teilchen eine Elektronenlücke, reagiert es in der Regel als Lewis-Säure.

    • c.

      Liganden in einem Metallkomplex sind in der Regel Lewis-Säuren.

    • d.

      Lewis-Säure = Elektronenakzeptor

    • e.

      Lewis-Base = Elektronendonator

  • 6.

    Warum haben im Ammoniak nicht alle Elektronenpaare den gleichen Bindungswinkel?

Für die Klausur

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