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Die chemische Bindung

Wenn Atome chemische Verbindungen eingehen, dann ändern sich ihre chemischen undphysikalischen Eigenschaften.

Man unterscheidet verschiedene Bindungsarten: In Molekülen liegt eine Atombindung vor, Salze werden durch die Ionenbindung zusammengehalten und Metalle sind im festen Zustand durch die Metallbindung charakterisiert

Die Oktettregel

Als Oktett wird eine Elektronenkonfiguration bezeichnet, in der die äußere Elektronenschale einesAtoms mit 8 Elektronen besetzt ist. Edelgase besitzen diese s2p6-Konfiguration (sieheKap. Atombau). Die so genannte Edelgaskonfiguration ist energetisch besonders günstig.

Die Oktettregel besagt, dass Atome sehr gerne Verbindungen eingehen (also Elektronen abgebenoder aufnehmen), um die stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen.

Bsp:

Die Metallbindung

Metalle zeichnen sich durch hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit aus.Ihre Atome ordnen sich in „Metallgittern“ an; die Atom“rümpfe“ nehmen einen festen Platz ein.Valenzelektronen bewegen sich frei zwischen den Atomrümpfen; sie werden deswegen auch"Elektronengas" genannt.

http://www2.chemie.uni-erlangen.de/projects/vsc/chemie-mediziner-neu/bindung/metallbindung.html

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Die Ionenbindung

Wenn Atome Elektronen aufnehmen oder abgeben, entstehen Ionen.Kationen sind Ionen mit positiver Ladung, sie haben also Außenelektronen abgegeben. Anionennehmen im Gegenzug Elektronen in ihre äußerste Schale auf und sind negativ geladen. DieKernladungszahl ändert sich jedoch nicht.

Kationen: Anionen:

Nicht jedes Atom hat die selbe Neigung zur Bildung von Ionen. Elemente mit hohenElektronegativitäten ziehen Elektronen stark an, sie bilden also bevorzugt Anionen. Elemente mitniedrigen Elektronegativitätswerten dagegen bilden Kationen.

IonisierungsenergieDie Ionisierungsenergie ist die Energie, die benötigt wird um ein Elektron eines Atoms oder Ionsabzuspalten. Die Ionisierungsenergie steigt, je mehr Elektronen schon abgespalten sind. Sie steigtrapide an, wenn eine neue Schale angebrochen werden soll.Atomgröße: Elemente mit großem Atomradius (im unteren Teil des Periodensystems) haben eherkleine Ionisierungsenergien, Elektronen können leicht(er) abgespalten werden. Kleine Atomehaben eher große Ionisierungsenergien.Elektronenkonfiguration: Bei den Edelgasen lassen sich die Elektronen nur schwer entfernen. Esmuss sehr viel Energie aufgewendet werden. Die Alkalimetalle können ihr einzelnesAußenelektron leicht abgegeben, die aufgewendete Ionisierungsenergie dafür ist relativ gering

Ionisierungsenergien:in eV

Elemente mit der höchsten Ionisierungsenergie

Stellung Name 1. 2. 3.

1 Helium 24,587 54,416 -

2 Neon 21,564 40,962 63,449

3 Fluor 17,422 34,968 62,707

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Die Elektronegativität der Atome

Die von Linus Pauling im Jahr 1932 eingeführte Maßzahl der Elektronegativität (EN) gibt an, wiegerne ein Atom (Bindungs)-Elektronen an sich zieht. Die EN nimmt im Periodensystem tendenziellvon links unten nach rechts oben zu.Das Fluor-Atom sind am elektronegativsten, die Atome der Alkalimetalle sind am wenigstenelektronegativ (sie sind elektropositiv).

AtomsorteEN nach

Allrod/RochowEN nachPauling

Fluor 4,10 3,98

Sauerstoff 3,50 3,44

Stickstoff 3,07 3,04

Chlor 2,83 3,16

Brom 2,74 2,96

Kohlenstoff 2,50 2,55

Wasserstoff 2,18 2,20

Francium, Cäsium 0,86 0,70

Kalium 0,91 0,82

Natrium 1,01 0,93

http://mypse.sourceforge.net/en.htm

Beträgt die Differenz der EN (EN) zwischen zwei Atomen mehr als 1,7 (hoheElektronegativitätsdifferenz), bildet sie eine Ionenbindung, dann geben die elektropositiven Atomeihre Außenelektronen an die elektronegativeren Atome ab. Es entsteht ein Salz. Dies findet in derRegel zwischen einem Metall und einem Nichtmetall statt.

Bei kleineren EN-Differenzen (EN) benutzen nichtmetallische Bindungspartner gemeinsam dasbindende Elektronenpaar (Elektronenpaarbindung).

Beispiel:

NaCl Na: 0.93 Cl: 3.16 Differenz: 2.23 Ionenbindung

CH4 C: 2.55 H: 2.20 Differenz: 0.35 kovalente Bindung

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Der Ionenradius

Die Atome ändern bei Elektronenabgabe bzw. -aufnahme ihre Radien, so dass man zwischenAtom- und Ionenradien unterscheiden muss.Wenn ein Atom durch Elektronenabgabe ein Kation bildet, so verringert sich sein Radius. BeiAufnahme eines Elektrons (Anionenbildung) wird der Radius größer, da durch die zusätzlichenegative Ladung die Schale aufgeweitet wird.

Atom- (blau) und Ionenradien (grün) einiger ausgewählter Elemente

Das Ionengitter

Salze sind Feststoffe, die aus Ionen bestehen. Sie haben sehr hohe Schmelzpunkte und bildenIonenkristalle.Ionen unterschiedlicher Ladung ziehen sich durch elektrostatische Kräfte gegenseitig an. DieseKräfte sind nicht gerichtet, d.h. sie wirken nach allen Seiten hin gleich.. Dadurch bauen sichIonengitter auf, in denen die Ionen in regelmäßiger Reihenfolge angeordnet sind.Im Beispiel des NaCl (siehe Bild) ist jedes Ion oktaedrisch von sechs entgegengesetzt geladenenIonen umgeben.

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Unter Beachtung der Ionenradien hat man sich obiges NaCl-Kristallgitter also eher so vorzustellen:

Chemische Formeln von Salzen

http://www.gym1.at/chemie/pdf7kl/fol5form.pdf

Der Lösungsvorgang

Beim Lösen eines Salzes wird der Kristallverband aufgebrochen. Wassermoleküle lagern sich andie Ionen an, die Ionen werden hydratisiert. Die Abbildung zeigt das Anlösen eines Kochsalz-Kristalls. Die Wassermoleküle werden durch elektrostatische Kräfte angezogen, wobei sich dieMoleküle mit dem negativ polarisierten Sauerstoff an die positiv geladenen Natriumionen anlagern,oder mit ihrer positiv polarisierten Seite an die negativ geladenen Chloridionen.

Hydratation von Ionen

Beim Lösungsvorgang werden die Ionen hydratisiert, sie erhalten eine Hülle ausWassermolekülen. Die Wasser-Moleküle (bei Natrium- und Chloridionen sind es je 6 Moleküle)sind sehr fest an die Ionen gebunden. In Lösungen existieren keine "nackten" Ionen. InReaktionsgleichungen erhalten hydratisierte Ionen oft das Suffix "aq":

NaCl Na+aq + Cl–

aq

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Lösungswärme

Zum Aufbrechen der Ionenbindungen im Kristall wird beim Lösungsprozess Energie benötigt. Manbezeichnet diese Energie als Gitterenergie. Bei der Hydratation der nun isolierten Ionen durch dasLösungsmittel wird Energie frei: die Hydratationsenergie. Die Differenz aus beiden ergibt dieLösungswärme:

Lösungswärme = Hydratationsenergie – Gitterenergie

Ist die Hydratationsenergie größer als die Gitterenergie, wird beim Lösen Energie frei, dasGemisch erwärmt sich. Im umgekehrten Fall kommt es zu einer Abkühlung. Muss zum Lösen vielEnergie aufgewendet werden, beispielsweise bei Kaliumnitrat (KNO3) und Ammoniumnitrat(NH4NO3), steigt die Löslichkeit mit der Temperatur stark an. Salze mit kleinen Lösungswärmen,wie z.B. Kochsalz (NaCl), zeigen nur eine geringe Temperaturabhängigkeit der Löslichkeit.

Salz LösungswärmeAmmoniumnitrat NH4NO3 25,7 kJ/mol

Kaliumnitrat KNO3 34,9 kJ/mol

Ammoniumchlorid NH4Cl 14,6 kJ/mol

Kochsalz NaCl 3,8 kJ/mol

Fällungsreaktionen

Viele Salze sind in Wasser nur sehr wenig löslich. Hierzu zählen unter anderem dieSilberhalogenide (AgCl, AgBr, AgI) und Bariumsulfat (BaSO4). Werden zwei Lösungen, die jeweilseines der beteiligten Ionen enthalten, zusammengegeben, entsteht die schwer lösliche Verbindungin Form eines Niederschlags:

Kochsalz-Lösung

Silbernitrat-Lösung

Natriumnitrat-Lösung

Silberchlorid-Niederschlag

Na+aq + Cl–

aq + Ag+aq + NO3

–aq Na+

aq + NO3–

aq + AgCl

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Fällungsreaktionen sind oft charakteristisch für bestimmte Ionen. Daherdienen sie als wichtige Nachweisreaktionen, insbesondere wenn gefärbteNiederschläge entstehen. Da die Bildung eines Niederschlags leicht zubeobachten ist, sind diese Nachweise auch mit kleinen Substanzmengenmöglich. Der Niederschlag kann abfiltriert und gewogen werden. Somitsind auch quantitative Analysen möglich ("Gravimetrie").Hier wird die Fällung von Bleichromat dargestellt. Zu einerKaliumchromat-Lösung wird Bleiacetet-Lösung gegeben. Sofort bildetsich ein hellgelber Niederschlag von Bleichromat, der sich langsamabsetzt. Das Sedimentieren des Niederschlags ist im Video beschleunigtdargestellt.

Pb2+aq + CrO4

2–aq PbCrO4

Das Löslichkeitsprodukt

Auch schwerlösliche Salze lösen sich zu einem kleinen Teil in Wasser.Es liegt dann eine gesättigte Lösung vor, wobei sich zwischen demBodenkörper (dem ungelösten Salz) und der Lösung ein Gleichgewichteinstellt. Es werden ständig Ionen gelöst bzw. ausgeschieden, dieKonzentrationen der gelösten Ionen bleiben aber konstant. DieLöslichkeit eine Salzes wird durch das Löslichkeitsprodukt angegeben.Je kleiner das Löslichkeitsprodukt ist, desto schwerer löslich ist das Salz.

BaSO4 Ba2+aq + SO4

2–aq

Löslichkeitsprodukt Lp:

Lp = [Ba2+] · [SO42–] = 16·10–10 mol2/l2

Aus dem Löslichkeitsprodukt kann nun die Löslichkeit berechnet werden.Da es sich um eine 1:1-Verbindung handelt, sind die Konzentrationenvon [Ba2+] und [SO4

2–] gleich groß:

[Ba2+] = [SO42–] = Lp = 4·10–5 mol/l

Die Einheit des Löslichkeitsproduktes hängt von der Zahl der Ionen proFormeleinheit ab. Dazu einige Beispiele:

BaSO4 Lp = [Ba2+] · [SO42–] = 1,6·10–9 mol2/l2

AgCl Lp = [Ag+] · [Cl–] = 1,7·10–10 mol2/l2

CaF2 Lp = [Ca2+] · [F–]2 = 1,7·10–10 mol3/l3

Fe(OH)3 Lp = [Fe3+] · [OH–]3 = 5,0·10–38 mol4/l4

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Die Atombindung (kovalente Bindung)

Wenn Atome mit geringer Elektronegativitätsdifferenz eine Bindung eingehen, bilden sie (aufgrundder ähnlich starken Anziehungskräfte auf die Elektronen) ein gemeinsames Elektronenpaar.Eine Bindung, die durch ein solches gemeinsames Elektronenpaar charakterisiert ist, wirdAtombindung oder kovalente Bindung genannt. Die Anziehungskräfte der beteiligten Atomeeiner Atombindung sind aufgrund ihres gemeinsamen Elektronenpaares zueinander gerichtet.Valenzelektronen, die nicht für bindende Elektronenpaare gebraucht werden, bilden freieElektronenpaare.Die Atome folgen der Oktettregel, d.h. sie füllen ihre Valenzschale mit 8 Elektronen.

Wasserstoff H2

Fluorwasserstoff HF

Wasser H2O

In der obigen Tabelle sind die Moleküle in zwei verschiedenen Schreibweisen dargestellt. In derersten wird das gemeinsame Elektronenpaar mit zwei Punkten dargestellt, die die Elektronencharakterisieren sollen (H:H).Häufiger wird jedoch die Strichschreibweise verwendet, in der ein Elektronenpaar als Strichdargestellt wird (H–H). Gemeinsame (bindende) Elektronenpaare stehen immer zwischen denElementsymbolen, während freie Elektronenpaare um das entsprechende Elementsymbolangeordnet werden.

Moleküle

Atome, zwischen denen kovalente Bindungen vorliegen, bilden Moleküle. Dabei können dieAtome gleichartig oder verschieden sein. So liegt zum Beispiel Stickstoff in der Luft nie atomar vor,sondern immer als Molekül.

N2

Die Molekülmasse berechnet sich durch einfache Addition der Atommassen der beteiligtenBindungspartner.

Bsp: Molekül Atommassen[g/mol]

Molekülmasse [g/mol]

HCl H = 1,00Cl = 35,45

1,00 + 35,45 = 36,45

CH4 H = 1,00C = 12,01

12,01 + (4 · 1,00) = 16,01

H2SO4 H = 1,00S = 32,07O = 16,00

(2 · 1,00) + 32,07 + (4 · 16,00) = 98,07

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Bindigkeit (Wertigkeit)

Wie viele kovalente Bindungen ein Atom eingehen kann, hängt von der Anzahl der freienValenzelektronen ab.Fluor hat 7 Valenzelektronen, braucht also zur Erfüllung der Oktettregel ein weiteres Elektron.Außerdem bilden 6 der 7 Elektronen freie Elektronenpaare und nur das siebte Elektron steht fürein bindendes Elektronenpaar zur Verfügung; Fluor ist also einbindig (einwertig).Sauerstoff hat 6 Valenzelektronen und kann folgendermaßen reagieren:

Sauerstoff ist also aufgrund der 2 freien Valenzen zweibindig.

Bindigkeit(Wertigkeit)

Atome Beispiele

einbindig Wasserstoff, Halogene HF, Cl2

zweibindig Sauerstoff H2O

dreibindig Stickstoff NH3

vierbindig Kohlenstoff CH4

Strukturformeln

Methan hat die Summenformel CH4. Mit der Strukturformel einer Verbindung wird die räumlicheAnordnung der Atome in einem Molekül angegeben. Meist muss die räumliche, alsodreidimensionale, Struktur eines Moleküls auf Papier zweidimensional dargestellt werden. Dadurchwerden die tatsächlich im Molekül vorhandenen Winkel zwischen den beteiligten Atomen unterUmständen verzerrt(verändert) dargestellt.

http://www.biorama.ch/biblio/b20gfach/b35bchem/b02beinf/bein020.htm

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Entsprechend der Konfiguration ihrer Elektronenhülle können Atome nur ganz bestimmte Formenvon Verbindungen eingehen. Diese werden im folgenden – vereinfacht - kurz aufgeführt, In diesenAbbildungen sind nur die Bindungselektronen, nicht aber die freien Elektronenpaare, gezeichnet.

Bei Kohlenstoff-, Sauerstoff- und Stickstoffatomen können sich zwei Bindungsstellen zu einerDoppelbindung vereinigen. Bei C- und N-Atomen kommen auch Dreifachbindungen vor.

Regeln zum Aufstellen von Strukturformeln

1. Bestimmung der Oxidationszahlen der Atome in der Verbindung (+/-)2. Lewis-Schreibweise der Atome – mit Hybridisierung3. Summe aller Außenelektronen (einschließlich freier Elektronenpaare) im Molekül -

dividiert durch 2 = Anzahl aller Elektronenpaare (= Striche).4. Zeichnen der „vorläufigen“ Strukturformel.5. Oktettregel: Die Striche (Elektronenpaare) so verteilen, dass alle Atome

(außer Wasserstoff) ein Elektronenoktett erhalten.Es ergeben sich durch oft FORMALLADUNGEN.

6. Form drei-atomiger Sauerstoffverbindungenj (Oxide): bis 16 Elektronen gestreckt (gerade) - ab 17 Elektronen gewinkelt

7. Radikale: Stickstoffoxide haben freie (ungebundene) Elektronen

Beispiele:

Kohlendioxid CO2 Kohlenstoff: 4 Elektronen; Sauerstoff 2 x 6 = 12 ElektronenSumme aller Außenelektronen: 16 : 2 = 8 (Valenz)striche

C OO

Schwefelsäure H2SO4 Oxidationszahlen: H: +1; O: -2; S: +6Bindungen ergeben sich zwischen: S – O und O - H ;Summe aller Außenelektronen: 32 : 2 = 16 Striche

S

O

O

O OH H bzw. H OO

O

O

S H

-1

-1

+2

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Polare Atombindung

In einem Molekül mit unterschiedlichen Bindungspartnern, welche sich stärker in ihrerElektronegativität unterscheiden, bilden sich permanente Dipolmomente aus.Es entsteht eine polarisierte Atombindung. Hierbei wird das gemeinsame Elektronenpaar vomAtom höherer Elektronegativität wesentlich stärker angezogen; es bilden sichLadungsschwerpunkte (= Teilladungen ±).

Wasserstoffbrückenbindung (bei starken Dipolen)

Besonders starke Dipole bilden sich bei Molekülen aus, in denen Wasserstoff an die Elemente N,O und F gebunden ist. Das stark positiv polarisierte Wasserstoffatom tritt dann in Wechselwirkungmit einem freien Elektronenpaar eines Nachbarmoleküls. Dieser Bindungstyp wirdWasserstoffbrücken-Bindung genannt und ist von enormer Bedeutung für Struktur und Funktionvon Biopolymeren wie DNA, Proteine und Polysaccharide.

Wasserstoffbrücken-Bindungen zwischen H2O, NH3 bzw. in einem H2O-NH3-Gemisch(Man beachte: NH3 siedet bei -33°C, ist also bei Raumtemperatur nicht flüssig)

Die Stärke der Wasserstoffbrückenbindungen kann an den Siedepunkten von Ammoniak (NH3),Wasser (H2O) und Methan (CH4) aufgezeigt werden:

Molekül Molmasse Siedepunkt

CH4 16,0 -161°C

NH3 17,1 -33°C

H2O 18,0 100°C

Dipol-Dipol-Kräfte: Diese beruhen auf der Wechselwirkung von Molekülen, die ein permanentesDipolmoment besitzen, wie Salzsäure (HCl). Die Kräfte sind geringer als die derWasserstoffbrücken-Bindung.

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van der Waals-Kraft (bei unpolaren Molekülen)

Weichen die Elektronen eines Atoms für kurze Zeit von der Normallage ab, dann besitzt dasMolekül ein momentanes Dipolmoment, welches in den Atomen eines Nachbarmoleküls ebenfallsein momentanes Dipolmoment induziert. Vorübergehend bilden sich Regionen mit erhöhter odererniedrigter Elektronendichte, was zu einer elektrostatischen Anziehung der Moleküle führt. DieseWechselwirkungen werden als van der Waals-Kräfte bezeichnet.

Schematische Darstellung vorübergehend polarisierter AtomeDer Effekt ist umso stärker, je größer die Elektronenhülle ist.

Die van der Waals-Kraft nimmt mit der Oberfläche der Moleküle zu.Ein schönes Beispiel bietet der Vergleich der Siedepunkte des n-Pentan und des 2,2-Dimethylpropan (Neopentan).

n-Pentan Siedepunkt: 36 °C Neopentan Siedepunkt: 10°C

Beide Moleküle haben die gleiche molare Masse, aber eine ganz andere Form. Weil daslanggestreckte n-Pentan eine viel größere Oberfläche hat, um mit den Nachbarmolekülen inWechselwirkung zu treten, liegt der Siedepunkt um 27 °C höher als der des kugelförmigenNeopentans.

sp3-Hybridisierung

Da Kohlenstoff für die organische Chemie eine besondere Rolle spielt, soll an dieser Stellegenauer auf die Bindungsverhältnisse des Kohlenstoffatoms eingegangen werden.Das Kohlenstoffatom hat in seiner äußeren Schale 4 Elektronen (Elektronenkonfiguration: 2s2 2p2).Davon liegen zwei Elektronen als Elektronenpaar (2s2) vor und zwei frei (2p2). Das bedeutet, dassnur zwei Elektronen für Bindungen zur Verfügung stehen. Allerdings würde dann die Oktettregelnicht erfüllt (höchstens 6 Elektronen). Andererseits ist bekannt, dass Kohlenstoff vierbindig ist(Bsp: CH4).

Dies wird folgendermaßen erklärt:Die Valenzelektronen reorganisieren sich so, dass vier Elektronen für Bindungen zur Verfügungstehen. Das 2s- und die 2p-Orbitale verbinden sich zu vier sp3-Hybridorbitalen, die energetischgleichwertig sind. (sp3 bedeutet, dass an diesen Hybridorbitalen ein s- und drei p-Orbitale beteiligtsind.)

Die 4 sp3-Hybridorbitale ordnen sich im Raum so an, dass sie möglichst weit voneinander entferntsind. Dies wird durch eine tetraedrische Anordnung erreicht.

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Einfachbindungen

Wenn zwei Wasserstoffatome eine Bindung eingehen. so bildet sich eine -Bindung.

-Bindungen haben ihre größte Elektronendichte zwischen den beteiligten Atomen; sie sindrotationssymmetrisch (σ-Bindungen sind um ihre eigene Achse frei drehbar).

C–H-Bindungen und C–C-Einfachbindungen sind -Bindungen. Da sich am C-Atom vier -Bindungen ausbilden können, ist die Oktettregel erfüllt.

Methan (CH4):Die 4 sp3-Orbitale des Kohlenstoffatoms können

sich mit den s-Orbitalen der 4 H-Atome zu -Bindungen vereinigen.

Ethan (H3C–CH3):Die sp3-Orbitale des einen Kohlenstoffatoms bildeneine -Bindung zu einem sp3-Orbital des anderen

Kohlenstoffatoms aus.

sp2- und sp-Hybridisierung (Mehrfachbindungen)

Bei der sp2-Hybridisierung verbindet sich das s-Orbital mit zwei p-Orbitalen; das übrige p-Orbital bleibt im ursprünglichen Zustand.

Bei der Bildung von sp-Hybridorbitalen bleiben zwei p-Orbitale im Grundzustand.

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Diese Hybridorbitale haben dieselbe Form, wie bei der sp3-Hybridisierung, nur dass sie sich durchdie unterschiedliche Anzahl und den Platz der regulären p-Orbitale anders aufteilen.

sp2-Hybridorbitale und p-Orbital am C-Atom sp-Hybridorbitale und 2 p-Orbitaleam C-Atom

Die 3 sp2-Hybridorbitale liegen in einer Ebene; die sp-Hybridorbitale liegen auf einer Geraden.

Mehrfachbindungen

Wenn sp2- und sp-Hybridorbitale Bindungen eingehen, bilden sich -Bindungen und -Bindungen aus. -Bindungen entstehen durch Überlappung der freien p-Orbitale.Gehen zum Beispiel zwei C-Atome eine Doppelbindung ein, verbinden sich die jeweils freienElektronen im p-Orbital zu einem Elektronenpaar. Man nennt sie dann auch -Elektronen.Aufgrund der -Bindungen sind C–C-Mehrfachbindungen nicht mehr (gegeneinander) verdrehbar.

Ethen H2C=CH2

Ethin HC≡CH 1 -Bindung2 -Bindungen

Wenn Stickstoff- und Sauerstoffatome Doppelbindungen eingehen, bilden sich ebenfalls π-Bindungen aus.

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Hybridisierung bei anderen Atomen – Form von Molekülen

Hybridisierung findet nicht nur beim Kohlenstoffatom statt. Auch Stickstoff und Sauerstoff sind sp3-hybridisiert, obwohl sie nur 3- bzw. 2-bindig sind. In diesen Fällen werden die sp3-Hybridorbitalemit bindenden oder freien Elektronenpaaren besetzt. Dementsprechend sind die Orbitale vonAmmoniak und Wasser auch im Tetraeder angeordnet, allerdings erscheinen sie durch die freienElektronenpaare wie eine Pyramide bzw. ein gewinkeltes Molekül. (Beachte: Die freienElektronenpaare benötigen mehr Platz als die gerichtete Einfachbindung! – Je mehr freieElektronenpaare, desto kleiner der Bindungswinkel zwischen den gebundenen Atomen.)In die schematischen Darstellungen der Moleküle sind die Dipolmomente eingezeichnet:

Methan CH4 Ammoniak NH3 Wasser H2O

Lösungen

Lösungen sind homogene Stoffgemische. Sie bestehen aus mindestens zwei Komponenten,nämlich dem meist flüssigen Lösungsmittel, in dem ein oder mehrere Feststoffe, Flüssigkeiten oderGase gelöst sind.Salze und andere polare Verbindungen (Zucker, Harnstoff) lösen sich bevorzugt in polarenLösungsmitteln, besonders gut in Wasser. Solche Verbindungen sind hydrophil ="wasserliebend". Unpolare Substanzen (Fette, Wachs, Teer) lösen sich nicht in Wasser, sie sindhydrophob. Diese Stoffe können aber in Benzin, Ether und anderen unpolaren Lösungsmittelnaufgelöst werden. Sie sind "fettliebend" = lipophil. Die Alkohole besitzen hydrophile und lipophileEigenschaften, sie stehen zwischen beiden Lösungsmittel-Gruppen.