Auf der rechten Seite sind Beispiele für kovalente Bindungen.

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1 Bei einem Gemisch aus Natrium und Chlorid wird einen Ionenverbindung entstehen und sich ein Ionengitter ausbilden. Wenn Natrium nicht vorhanden ist, hat Chlorid aber natürlich noch immer das Bedürfnis, die Elektronengaskonfiguration zu erreichen, also in seinem Falle ein Elektron aufzunehmen. Es entstehen kovalente Bindungen oder auch Atombindungen bzw. Elektronenpaarbindung genannt. Hierbei teilen zwei Chlorid-Atome ihr jeweils freies Elektron mit dem anderen. Sie bilden ein gemeinsames Elektronenpaar aus, das sie zusammen hält, wodurch die Bindung der beiden Atome aneinander entsteht. Auf der rechten Seite sind Beispiele für kovalente Bindungen. - Wasserstoff-Atome reagieren miteinander, da sie sich ihr freies Valenzelektron jeweils miteinander - Das gleiche gilt für Sauerstoff. - Ein Sauerstoff-Atom zu besitzen. teilt jedoch 2 seiner insgesamt 6 Valenzelektro - Bei Wasser teilt das Sauerstoff-Atom 2 seiner Valenzelektronen mit 2 Wasserstoff-Atomen, die sel - Kohlenstoff muss für die - Elektronengaskonfiguration auf- oder vier eabnehmen. Es teilt seine 4 Valenzelektro - Stickstoff kommt wie Wasserstoff 2 oder Sauerstoff in alleine der Natur nur als vor. Molekül 3 e -N fe - Sauerstoff kann sich nicht 2 nur zum Molekül O, sondern auch zum klimaschädlichen 3 O -M 1 / 5

2 Polarisierte Atombindung Wenn Atome in einer Bindung sich Elektronen teilen, dann zieht oftmals der eine Partner stärker an dem gemeinsamen e - als der andere. Denn jeder Kern will die Elektronen um sich herum anziehen, manche stärker und manche weniger stark. Der Faktor für die Stärke der Elektronen-Anziehung ist die Elektronegativität (EN). - Je weiter rechts ein Element im Periodensystem steht, desto höher die Anziehung. Die Kernladungszahl ist höher und damit die vom Kern ausgehende (positive) Anziehung der Elektronen durch die Protonen. - Je weiter unten ein Element im Periodensystem steht, desto niedriger die Anziehung. Die Anzahl der Schalen nimmt nach unten hin weiter zu und die gemeinsamen Elektronen befinden sich deshalb weiter weg vom Kern. Sie können nicht so stark angezogen werden. - Die Edelgase (ganz rechts) gehen normalerweise keine Bindungen ein und sind deshalb außen vor. Die höchste Elektronegativität hat damit Fluor. Durch die Elektronegativität können sogenannte Partialladungen (δ) auftreten. Wenn ein Atom stärker als das andere zieht, dann ist das Elektron eher auf seiner Seite und es ist "negativer geladen". Bei Wasser sieht man, dass das Sauerstoff-Atom viel stärker an den mit den H-Atomen geteilten Elektronen zieht. So hat man auf der einen Seite eine positive und auf der anderen Seite eine negative Partialladung. Wasser nennt man deshalb einen Dipol (2 Pole: Plus und Minus). Bei Methan (CH 4) trifft das nicht zu, weil wir keine 2 Pole haben und die Ladungsunterschiede zu gering sind, um wirklich ausschlaggebende Ladungsunterschiede erzeugen zu können. Wenn eine Seite zu stark an den geteilten Elektronen zieht, dann kann es passieren, dass das Elektron komplett einem Atom zufällt. Der Partner bekommt sein Elektron sozusagen entrissen. Dann entstehen positiv bzw. negativ geladene Ionen. 2 / 5

3 {slide=wie Das Valenzelektronen Ionenbindung Schaut Grenzen eingehen, zeigen: Kohlenstoff obige man der welche Beispiel viele kann nur hat sich obigen eingehen. besitzt mit Bindungen die sogar hat. im zeigt 2 Erklärung. chemische Orbital anderen Sauerstoff folgende 4 das Wasserstoff Bindungspartner kann einzeln eigentlich Atomen Grundsätzlich Orbitale Grundlagen hat vorkommen. Atom 2 kann jeweils Valenzelektronen, ganz (inkl. bzw. nur eingehen? gut. etwas können eine Besetzung mit Bindungen Nämlich Am einem Doppelbindung genauer Beispiel nämlich (Hybridorbitale)} anderen mit kann so eingehen. an, viele, ekohlenstoff - nur ) also dann Atom die wie eingehen mit stößt Elektronen Natürlich das 2 eine anderen lässt Atom man (2x2=4). Bindung sich könnte schnell eine Atomen das eingehen. Bindung z.b. gut an eine die 3 / 5

4 {/slide} Das jedem -, Hybridorbitale nicht hybridisierenden das 2s- die dadurch dieser und Anzahl die eine 4 Bindungen 2p-Orbitale der Orbitalen Verbindung Orbitale, befindet entscheidend. eingehen verschmelzen sondern sich ein statt die einzelnes kann. Anzahl nur (="Hybrid") 2. Kohlenstoff Für eder die bereits zu Menge den kann vorhandenen vier der aufgrund Hybridorbitalen der Elektronen Bildung 2sp ist übrigens 3 in solcher. Inden Koordinative Bindung und Komplexverbindungen Normalerweise stellen beide Partner jeweils 1 Elektron zur Verfügung. In manchen Fällen gibt es aber auch Atome, die ihrem Partner gleich zwei Elektronen ohne "Gegenleistung" zur Verfügung stellen. Solche Bindunge nennt man dann koordinative Bindung. Dazu muss der eine Partner ein freies, nicht gebundenes Elektronenpaar besitzen und der andere genügend Platz in seinen Elektronenschalen haben. Im Beispiel rechts sieht man, wie aus einem H + und einem NH 3 -Molekül das neue Molekül NH 4 + mit Hilfe einer koordinativen Bindung entsteht. Der Stickstoff teilt hier mit dem Wasserstoff-Atom sein freies Elektronenpaar. 4 / 5

5 In der Biologie sind Komplexe, die auf koordinativen Bindungen aufbauen, sehr wichtig (z.b. Hämoglobin). Dies sind kompliziertere Moleküle mit mehreren solcher Bindungen. Sie bestehen aus: - 1 metallischen Zentral-Ion (=Akzeptor) - mehrere nichtmetallische Liganden (=Donatoren) Das Zentral-Ion bekommt von den Liganden Elektronenpaare (=Bindung). Anhand der Anzahl an koordinativen Bindungen, die vom Zentral-Ion eingegangen werden, lässt sich die sogenannte Koordinationszahl bestimmen. Oft entspricht sie der Zahl der (einzähnigen) Liganden. Wenn Liganden aber mehrzähnig sind, kann ein einzelner Ligand auch mehrere koordinative Bindungen mit dem Zentral-Ion eingehen (=Chelatkomplex). Stickstoff (N) hat zum Beispiel drei freie Elektronen, die eine Bindung mit Wasserstoff (H) eingehen. Zusätzlich hat N dann noch ein freies Elektronenpaar (siehe 1. Abb. oben). Da Kupfer noch Platz auf seinen Schalen hat, dient es in diesem Komplex als Zentral-Ion, welches insgesamt 8 Elektronen von den 4 NH 3 -Liganden geteilt bekommt. Die eckige Klammer drückt übrigens nur aus, dass es sich hier um einen Komplex handelt. 5 / 5