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1. Mai:
Organisationsformen Algen
Korrektur bei siphonocladal
(danke an Peter)

20. Juni
:

Symbiose
Merksatz falsch angewendet
(danke an F. Geven)
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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 teilen. Deshalb kommt Wasserstoff alleine in der Natur kaum vor.
  • Das gleiche gilt für Sauerstoff. Ein Sauerstoff-Atom teilt jedoch 2 seiner insgesamt 6 Valenzelektronen, um dann jeweils 8 e-zu besitzen.
  • Bei Wasser teilt das Sauerstoff-Atom 2 seiner Valenzelektronen mit 2 Wasserstoff-Atomen, die selbst ihr freies Valenzelektron dafür teilen. So hat Sauerstoff 8 und die beiden Wasserstoff-Atome 2 Elektronen (Edelgaskonfiguration).
  • Kohlenstoff muss für die Elektronengaskonfiguration vier e-auf- oder abnehmen. Es teilt seine 4 Valenzelektronen mit 4 Wasserstoff-Atomen, die dafür selbst ihr freies Valenzelektron mit dem Kohlenstoff teilen. Damit haben wiederum alle so viele Elektronen zur Verfügung, damit sie ihre Edelgaskonfiguration erreichen.
  • Stickstoff kommt wie Wasserstoff oder Sauerstoff alleine nur als Molekül N2 in der Natur vor. 3 e-fehlen den beiden N-Atomen, also teilen sie jeweils 3 mit dem anderen und haben so beide 8.
  • Sauerstoff kann sich nicht nur zum Molekül O2, sondern auch zum klimaschädlichen O3-Molekül zusammen finden. Dabei teilen 3 Sauerstoff-Atome jeweils 1 e-mit den beiden anderen Partnern.

kovalente-bindungen

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.
    elektronegativitaetDie 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 (CH4) 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.
elektronegativitaet2

Das obige Beispiel zeigt das eigentlich ganz gut. Nämlich so viele, wie das Atom Valenzelektronen hat. Sauerstoff hat 2 Valenzelektronen, kann also mit 2 anderen Atomen eine Ionenbindung eingehen. Wasserstoff kann nur mit einem anderen Atom eine Bindung eingehen. Kohlenstoff kann sogar 4 Bindungspartner bzw. Bindungen eingehen. Natürlich könnte z.B. Kohlenstoff nur mit 2 anderen Atomen jeweils eine Doppelbindung eingehen (2x2=4).

Schaut man sich die chemische Grundlagen etwas genauer an, dann stößt man schnell an die Grenzen der obigen Erklärung. Grundsätzlich können nämlich nur die Elektronen eine Bindung eingehen, welche im Orbital einzeln vorkommen. Am Beispiel Kohlenstoff lässt sich das gut zeigen:
Kohlenstoff hat besitzt folgende Orbitale (inkl. Besetzung mit e-
hybridorbital

Das 2s- und die 2p-Orbitale verschmelzen (="Hybrid") zu den vier Hybridorbitalen 2sp3. In jedem dieser Orbitale befindet sich ein einzelnes e-, das dadurch eine Verbindung eingehen kann. Kohlenstoff kann aufgrund der Bildung solcher Hybridorbitale 4 Bindungen eingehen statt nur 2. Für die Menge der Hybridorbitale ist übrigens nicht die Anzahl der Orbitale, sondern die Anzahl der bereits vorhandenen Elektronen in den hybridisierenden Orbitalen entscheidend.


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.

koordinative-bindung


Im Beispiel rechts sieht man, wie aus einem H+ und einem NH3-Molekül das neue Molekül NH4+mit Hilfe einer koordinativen Bindung entsteht. Der Stickstoff teilt hier mit dem Wasserstoff-Atom sein freies Elektronenpaar.

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)

komplex

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 NH3-Liganden geteilt bekommt. Die eckige Klammer drückt übrigens nur aus, dass es sich hier um einen Komplex handelt.