Organische Chemie: Atombindung

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Moleküle wie z.B.  Methan (CH4),  Wasser (H2O),  Magnesium oder  Kochsalz (Na+Cl-) sind aus Atomen aufgebaut die durch Bindungen untereinander zusammengehalten werden. Man unterscheidet dabei zwischen folgenden Bindungstypen:

  • Atombindung/Elektronenpaarbindung (einschließlich der polaren Atombindung), zum Beispiel Methan (Atombindung) oder Wasser (polare Atombindung)
  • Metallbindung, zum Beispiel Magnesium
  • Ionenbindung, zum Beispiel Kochsalz

Da zum Verständnis der organischen Schulchemie nur die Atombindung von Bedeutung ist, wird im Folgenden auf die anderen Bindungstypen nicht weiter eingegangen.

Abbildung 1: Zwei Chloratome gehen die Atombindung ein

Grundlegende Idee hinter der Atombindung ist, dass alle Elemente die sogenannte Edelgaskonfiguration anstreben, um so einen energiearmen und stabilen Zustand zu erreichen (das gilt nicht nur für einzelne Elemente sondern auch für Verbindungen). Chlor zum Beispiel besitzt sieben Außenelektronen (es befindet sich in der 7. Hauptgruppe) und benötigt daher nur noch ein Elektron, um die gleiche Anzahl Elektronen wie die des Edelgases Argon zu erreichen. Daher teilt sich ein Cl-Atom mit einem anderen Cl-Atom ein Bindungselektron und beide Cl-Atome erreichen so die Edelgaskonfiguration. Diese Bindungen zwischen Atomen des gleichen chemischen Elements treten vor allem bei Nichtmetallen auf. Weitere Beispiele wären O2, H2 und F2.


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Definiton der Atombindung

Um den besonders stabilen Zustand der Edelgaskonfiguration (volle Außenschale) zu erreichen, gehen bestimmte Elemente die Atombindung ein und teilen sich die benötigten Elektronen. Atombindungen kommen bei Nichtmetallen vor.

Typische Eigenschaften sind:

  • Gemeinsam genutzte Elektronenpaare
  • hoher Schmelz- und Siedepunkt
  • Nichtleiter



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Um sich die wichtigesten dieser Verbindungen merken zu können gibt es die Merkformel: H N O F Cl Br I (gesprochen "Hanofzlbri").


Abbildung 2: Valenzstrichformeln von Wasser mit eingezeichneter Wasserstoffbrückenbindung

Polare AtombindungBearbeiten

 
Abbildung 3: Praktische Nutzung der Oberflächenspannung durch zwei Wasserläufer

Ist die Elektronegativitätdifferenz (kurz   Delta-EN) größer 0,4 und kleiner oder gleich 1,4 so spricht man von einer polaren Atombindung. Aufgrund der Differenz zwischen den EN-Werten kommt es zu Teilladungen, da das bindende Atom mit dem höheren EN-Wert das/die Bindungselektron(en) stärker zu sich her ziehen kann.

Diese Teilladungen werden mit dem δ Symbol dargestellt. Die jeweilige Ladungsart (also + oder -) wird hoch dargestellt, also zum Beispiel δ+.

Diese Polarität bestimmt bei einigen Stoffen maßgeblich ihr Verhalten. Bestes Beispiel ist das Wasser. Reibt man einen PVC an einem Pullover (und lädt ihn dadurch elektrostatisch auf) so kann man mit dem Stab einen Wasserstrahl ablenken. Dies funktioniert, da die Wasserstoffatome und das Sauerstoffatom des Wasser durch eine polaren Atombindung zusammengehalten werden, das O-Atom die Bindungselektronen stärker zu sich her zieht und dadurch die O-Seite im Wassermolekül stärker negativ wird (Ladungsverschiebung, als wenn man einen Teller mit Suppe etwas kippt aber nichts verschüttet) und das gesamte Wassermolekül bleibt insgesamt neutral (im Gegensatz zu Ionen). In Strukturformel wird dies mit einem pfeilartigen Strich visualisiert (mehr im Kapitel Visualisierungsmöglichkeiten):

 

Man spricht bei einem Wassermolekül daher von einem   Dipol, also einem Molekül mit positiven und negativen Pol. Zwischen Dipolen wirken relativ starke   Dipol-Dipol-Kräfte. Bei Wasser führen diese Kräfte zur Wasseroberflächenspannung und dazu, dass Wasser bei z.B. bei 20 Grad Celsius flüssig ist, während Wasserstoffverbindungen mit Elementen, die im PSE in der Nähe von O (Sauerstoff)sind wie z. B. CH4 (Methan), NH3 (Ammoniak), H2S (Schwefelwasserstoff) gasförmig sind. Abbildung 2 erklärt diesen Effekt: Die Sauerstoff-Atome (rot dargestellt) sind aufgrund des Delta-EN Werts negativ geladen, die Wasserstoff-Atome sind positiv geladen. Die Wassermoleküle richten sich nun so aus, dass unterschiedlich geladene Pole anziehen. Es kommt zu sogenannten   Wasserstoffbrückenbindungen (kurz auch als Wasserstoffbrücken oder H-Brücken bezeichnet).


Atombindung und polare Atombindung

Mit der folgenden Faustregel kann man die Bindungsart zwischen Atomen bestimmen:

  • Delta-EN   0 ... 0,5   (Unpolare) Atombindung
  • Delta-EN   0,5 ... 1,7   Polare Atombindung
  • Delta-EN   1,7 ...   Ionenbindung


Weitere InformationenBearbeiten

Im Kapitel Atombindung des Wikibook Anorganische Chemie für Schüler finden sich weitere Details.