Die chemische Bindung

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Die chemische Bindung
Wenn Atome chemische Verbindungen eingehen, dann ändern sich ihre chemischen und
physikalischen 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 eines
Atoms mit 8 Elektronen besetzt ist. Edelgase besitzen diese s2 p6 -Konfiguration (siehe
Kap. Atombau). Die so genannte Edelgaskonfiguration ist energetisch besonders günstig.
Die Oktettregel besagt, dass Atome sehr gerne Verbindungen eingehen (also Elektronen abgeben
oder 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.unierlangen.de/projects/vsc/chemiemedizinerneu/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. Anionen
nehmen im Gegenzug Elektronen in ihre äußerste Schale auf und sind negativ geladen. Die
Kernladungszahl ändert sich jedoch nicht.
Kationen:
Anionen:
Nicht jedes Atom hat die selbe Neigung zur Bildung von Ionen. Elemente mit hohen
Elektronegativitäten ziehen Elektronen stark an, sie bilden also bevorzugt Anionen. Elemente mit
niedrigen Elektronegativitätswerten dagegen bilden Kationen.
Ionisierungsenergie
Die Ionisierungsenergie ist die Energie, die benötigt wird um ein Elektron eines Atoms oder Ions
abzuspalten. Die Ionisierungsenergie steigt, je mehr Elektronen schon abgespalten sind. Sie steigt
rapide an, wenn eine neue Schale angebrochen werden soll.
Atomgröße: Elemente mit großem Atomradius (im unteren Teil des Periodensystems) haben eher
kleine Ionisierungsenergien, Elektronen können leicht(er) abgespalten werden. Kleine Atome
haben eher große Ionisierungsenergien.
Elektronenkonfiguration: Bei den Edelgasen lassen sich die Elektronen nur schwer entfernen. Es
muss sehr viel Energie aufgewendet werden. Die Alkalimetalle können ihr einzelnes
Außenelektron 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, wie
gerne ein Atom (Bindungs)-Elektronen an sich zieht. Die EN nimmt im Periodensystem tendenziell
von links unten nach rechts oben zu.
Das Fluor-Atom sind am elektronegativsten, die Atome der Alkalimetalle sind am wenigsten
elektronegativ (sie sind elektropositiv).
Atomsorte
EN nach
Allrod/Rochow
EN nach
Pauling
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 (hohe
Elektronegativitätsdifferenz), bildet sie eine Ionenbindung, dann geben die elektropositiven Atome
ihre Außenelektronen an die elektronegativeren Atome ab. Es entsteht ein Salz. Dies findet in der
Regel zwischen einem Metall und einem Nichtmetall statt.
Bei kleineren EN-Differenzen (EN) benutzen nichtmetallische Bindungspartner gemeinsam das
bindende 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 zwischen
Atom- und Ionenradien unterscheiden muss.
Wenn ein Atom durch Elektronenabgabe ein Kation bildet, so verringert sich sein Radius. Bei
Aufnahme eines Elektrons (Anionenbildung) wird der Radius größer, da durch die zusätzliche
negative 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 bilden
Ionenkristalle.
Ionen unterschiedlicher Ladung ziehen sich durch elektrostatische Kräfte gegenseitig an. Diese
Kräfte sind nicht gerichtet, d.h. sie wirken nach allen Seiten hin gleich.. Dadurch bauen sich
Ionengitter auf, in denen die Ionen in regelmäßiger Reihenfolge angeordnet sind.
Im Beispiel des NaCl (siehe Bild) ist jedes Ion oktaedrisch von sechs entgegengesetzt geladenen
Ionen 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 an
die Ionen an, die Ionen werden hydratisiert. Die Abbildung zeigt das Anlösen eines KochsalzKristalls. Die Wassermoleküle werden durch elektrostatische Kräfte angezogen, wobei sich die
Moleküle 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 aus
Wassermolekülen. 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. In
Reaktionsgleichungen 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. Man
bezeichnet diese Energie als Gitterenergie. Bei der Hydratation der nun isolierten Ionen durch das
Lösungsmittel wird Energie frei: die Hydratationsenergie. Die Differenz aus beiden ergibt die
Lösungswärme:
Lösungswärme = Hydratationsenergie – Gitterenergie
Ist die Hydratationsenergie größer als die Gitterenergie, wird beim Lösen Energie frei, das
Gemisch erwärmt sich. Im umgekehrten Fall kommt es zu einer Abkühlung. Muss zum Lösen viel
Energie aufgewendet werden, beispielsweise bei Kaliumnitrat (KNO 3 ) und Ammoniumnitrat
(NH 4NO 3), 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
Lösungswärme
Ammoniumnitrat
NH4NO 3
25,7 kJ/mol
Kaliumnitrat
KNO3
34,9 kJ/mol
Ammoniumchlorid
NH4 Cl
14,6 kJ/mol
Kochsalz
NaCl
3,8 kJ/mol

 Fällungsreaktionen
Viele Salze sind in Wasser nur sehr wenig löslich. Hierzu zählen unter anderem die
Silberhalogenide (AgCl, AgBr, AgI) und Bariumsulfat (BaSO 4). Werden zwei Lösungen, die jeweils
eines der beteiligten Ionen enthalten, zusammengegeben, entsteht die schwer lösliche Verbindung
in Form eines Niederschlags:
KochsalzLösung
Na+aq + Cl –aq
SilbernitratLösung
+
Ag+aq + NO3– aq
NatriumnitratLösung

Na+aq + NO3 – aq
SilberchloridNiederschlag
+
AgCl 
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Fällungsreaktionen sind oft charakteristisch für bestimmte Ionen. Daher
dienen sie als wichtige Nachweisreaktionen, insbesondere wenn gefärbte
Niederschläge entstehen. Da die Bildung eines Niederschlags leicht zu
beobachten ist, sind diese Nachweise auch mit kleinen Substanzmengen
möglich. Der Niederschlag kann abfiltriert und gewogen werden. Somit
sind auch quantitative Analysen möglich ("Gravimetrie").
Hier wird die Fällung von Bleichromat dargestellt. Zu einer
Kaliumchromat-Lösung wird Bleiacetet-Lösung gegeben. Sofort bildet
sich ein hellgelber Niederschlag von Bleichromat, der sich langsam
absetzt. Das Sedimentieren des Niederschlags ist im Video beschleunigt
dargestellt.
Pb2+ aq + CrO4 2– aq  PbCrO 4 
Das Löslichkeitsprodukt
Auch schwerlösliche Salze lösen sich zu einem kleinen Teil in Wasser.
Es liegt dann eine gesättigte Lösung vor, wobei sich zwischen dem
Bodenkörper (dem ungelösten Salz) und der Lösung ein Gleichgewicht
einstellt. Es werden ständig Ionen gelöst bzw. ausgeschieden, die
Konzentrationen der gelösten Ionen bleiben aber konstant. Die
Löslichkeit eine Salzes wird durch das Löslichkeitsprodukt angegeben.
Je kleiner das Löslichkeitsprodukt ist, desto schwerer löslich ist das Salz.
BaSO 4
Ba 2+aq + SO4 2– aq
Löslichkeitsprodukt Lp:
Lp = [Ba2+] · [SO 42– ] = 16·10–10 mol2/l 2
Aus dem Löslichkeitsprodukt kann nun die Löslichkeit berechnet werden.
Da es sich um eine 1:1-Verbindung handelt, sind die Konzentrationen
von [Ba2+] und [SO4 2– ] gleich groß:
[Ba 2+] = [SO42– ] = Lp = 4·10–5 mol/l
Die Einheit des Löslichkeitsproduktes hängt von der Zahl der Ionen pro
Formeleinheit ab. Dazu einige Beispiele:
BaSO4
Lp = [Ba2+ ] · [SO4 2– ]
= 1,6·10–9 mol 2 /l2
AgCl
Lp = [Ag+] · [Cl–]
= 1,7·10–10 mol 2/l2
CaF2
Lp = [Ca 2+] · [F –]2
= 1,7·10–10 mol 3/l3
Fe(OH)3
Lp = [Fe3+] · [OH –]3
= 5,0·10–38 mol 4/l4
24


Die Atombindung (kovalente Bindung)
Wenn Atome mit geringer Elektronegativitätsdifferenz eine Bindung eingehen, bilden sie (aufgrund
der ähnlich starken Anziehungskräfte auf die Elektronen) ein gemeinsames Elektronenpaar .
Eine Bindung, die durch ein solches gemeinsames Elektronenpaar charakterisiert ist, wird
Atombindung oder kovalente Bindung genannt. Die Anziehungskräfte der beteiligten Atome
einer Atombindung sind aufgrund ihres gemeinsamen Elektronenpaares zueinander gerichtet.
Valenzelektronen, die nicht für bindende Elektronenpaare gebraucht werden, bilden freie
Elektronenpaare.
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 der
ersten wird das gemeinsame Elektronenpaar mit zwei Punkten dargestellt, die die Elektronen
charakterisieren sollen (H:H).
Häufiger wird jedoch die Strichschreibweise verwendet, in der ein Elektronenpaar als Strich
dargestellt wird (H–H). Gemeinsame (bindende) Elektronenpaare stehen immer zwischen den
Elementsymbolen, während freie Elektronenpaare um das entsprechende Elementsymbol
angeordnet werden.
Moleküle
Atome, zwischen denen kovalente Bindungen vorliegen, bilden Moleküle. Dabei können die
Atome 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 beteiligten
Bindungspartner.
Bsp:
Molekül
Atommassen
[g/mol]
Molekülmasse [g/mol]
HCl
H = 1,00
Cl = 35,45
1,00 + 35,45 = 36,45
CH4
H = 1,00
C = 12,01
12,01 + (4 · 1,00) = 16,01
H2 SO4
H = 1,00
S = 32,07
O = 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 freien
Valenzelektronen 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 für
ein 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 CH 4. Mit der Strukturformel einer Verbindung wird die räumliche
Anordnung der Atome in einem Molekül angegeben. Meist muss die räumliche, also
dreidimensionale, Struktur eines Moleküls auf Papier zweidimensional dargestellt werden. Dadurch
werden die tatsächlich im Molekül vorhandenen Winkel zwischen den beteiligten Atomen unter
Umständen verzerrt(verändert) dargestellt.
 http://www.biorama.ch/biblio/b20gfach/b35bchem/b02beinf/bein020.htm
26
Entsprechend der Konfiguration ihrer Elektronenhülle können Atome nur ganz bestimmte For men
von Verbindungen eingehen. Diese werden im folgenden – vereinfacht - kurz aufgeführt, In diesen
Abbildungen sind nur die Bindungselektronen, nicht aber die freien Elektronenpaare, gezeichnet.
Bei Kohlenstoff-, Sauerstoff- und Stickstoffatomen können sich zwei Bindungsstellen zu einer
Doppelbindung vereinigen. Bei C- und N-Atomen kommen auch Dreifachbindungen vor.
Regeln zum Aufstellen von Strukturformeln
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Bestimmung der Oxidationszahlen der Atome in der Verbindung (+/-)
Lewis-Schreibweise der Atome – mit Hybridisierung
Summe aller Außenelektronen (einschließlich freier Elektronenpaare) im Molekül dividiert durch 2 = Anzahl aller Elektronenpaare (= Striche).
Zeichnen der „vorläufigen“ Strukturformel.
Oktettregel: Die Striche (Elektronenpaare) so verteilen, dass alle Atome
(außer Wasserstoff) ein Elektronenoktett erhalten.
Es ergeben sich durch oft FORMALLADUNGEN.
Form drei-atomiger Sauerstoffverbindungenj (Oxide):

 bis 16 Elektronen gestreckt (gerade) - ab 17 Elektronen gewinkelt
Radikale: Stickstoffoxide haben freie (ungebundene) Elektronen
Beispiele:
Kohlendioxid CO 2
Kohlenstoff: 4 Elektronen; Sauerstoff 2 x 6 = 12 Elektronen
Summe aller Außenelektronen: 16 : 2 = 8 (Valenz)striche
O
C
O
Schwefelsäure H2SO4 Oxidationszahlen: H: +1; O: -2; S: +6
Bindungen ergeben sich zwischen: S – O und O - H ;
Summe aller Außenelektronen: 32 : 2 = 16 Striche
-1
O
H
O
S
O
O
O
H bzw.
H
O
+2
S
O
O
-1
H
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Polare Atombindung
In einem Molekül mit unterschiedlichen Bindungspartnern, welche sich stärker in ihrer
Elektronegativität unterscheiden, bilden sich permanente Dipolmomente aus.
Es entsteht eine polarisierte Atombindung. Hierbei wird das gemeinsame Elektronenpaar vom
Atom höherer Elektronegativität wesentlich stärker angezogen; es bilden sich
Ladungsschwerpunkte (= 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 Wechselwirkung
mit einem freien Elektronenpaar eines Nachbarmoleküls. Dieser Bindungstyp wird
Wasserstoffbrücken-Bindung genannt und ist von enormer Bedeutung für Struktur und Funktion
von Biopolymeren wie DNA, Proteine und Polysaccharide.
Wasserstoffbrücken-Bindungen zwischen H 2O, NH 3 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 (NH 3),
Wasser (H2O) und Methan (CH 4) 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 permanentes
Dipolmoment besitzen, wie Salzsäure (HCl). Die Kräfte sind geringer als die der
Wasserstoffbrücken-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 das
Molekül ein momentanes Dipolmoment, welches in den Atomen eines Nachbarmoleküls ebenfalls
ein momentanes Dipolmoment induziert. Vorübergehend bilden sich Regionen mit erhöhter oder
erniedrigter Elektronendichte, was zu einer elektrostatischen Anziehung der Moleküle führt. Diese
Wechselwirkungen werden als van der Waals-Kräfte bezeichnet.
Schematische Darstellung vorübergehend polarisierter Atome
Der 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 2,2Dimethylpropan (Neopentan).
n-Pentan Siedepunkt: 36 °C
Neopentan Siedepunkt: 10°C
Beide Moleküle haben die gleiche molare Masse, aber eine ganz andere Form. Weil das
langgestreckte n-Pentan eine viel größere Oberfläche hat, um mit den Nachbarmolekülen in
Wechselwirkung zu treten, liegt der Siedepunkt um 27 °C höher als der des kugelförmigen
Neopentans.
sp 3-Hybridisierung
Da Kohlenstoff für die organische Chemie eine besondere Rolle spielt, soll an dieser Stelle
genauer auf die Bindungsverhältnisse des Kohlenstoffatoms eingegangen werden.
Das Kohlenstoffatom hat in seiner äußeren Schale 4 Elektronen (Elektronenkonfiguration: 2s2 2p 2).
Davon liegen zwei Elektronen als Elektronenpaar (2s 2 ) vor und zwei frei (2p2 ). Das bedeutet, dass
nur zwei Elektronen für Bindungen zur Verfügung stehen. Allerdings würde dann die Oktettregel
nicht 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 Verfügung
stehen. Das 2s- und die 2p-Orbitale verbinden sich zu vier sp3 -Hybridorbitalen, die energetisch
gleichwertig sind. (sp3 bedeutet, dass an diesen Hybridorbitalen ein s- und drei p-Orbitale beteiligt
sind.)
Die 4 sp 3-Hybridorbitale ordnen sich im Raum so an, dass sie möglichst weit voneinander entfernt
sind. 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 sind
rotationssymmetrisch (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 (CH 4):
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 bilden
eine -Bindung zu einem sp3 -Orbital des anderen
Kohlenstoffatoms aus.
sp 2- und sp-Hybridisierung (Mehrfachbindungen)
Bei der sp2 -Hybridisierung verbindet sich das s-Orbital mit zwei p-Orbitalen; das übrige pOrbital 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 durch
die unterschiedliche Anzahl und den Platz der regulären p-Orbitale anders aufteilen.
sp2 -Hybridorbitale und p-Orbital am C-Atom
sp-Hybridorbitale und 2 p-Orbitale
am C-Atom
Die 3 sp 2-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 freien
Elektronen 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=CH 2
Ethin
HC≡CH
1 -Bindung
2 -Bindungen
Wenn Stickstoff- und Sauerstoffatome Doppelbindungen eingehen, bilden sich ebenfalls πBindungen aus.
31
Hybridisierung bei anderen Atomen – Form von Molekülen
Hybridisierung findet nicht nur beim Kohlenstoffatom statt. Auch Stickstoff und Sauerstoff sind sp3hybridisiert, obwohl sie nur 3- bzw. 2-bindig sind. In diesen Fällen werden die sp3 -Hybridorbitale
mit bindenden oder freien Elektronenpaaren besetzt. Dementsprechend sind die Orbitale von
Ammoniak und Wasser auch im Tetraeder angeordnet, allerdings erscheinen sie durch die freien
Elektronenpaare wie eine Pyramide bzw. ein gewinkeltes Molekül. (Beachte: Die freien
Elektronenpaare benötigen mehr Platz als die gerichtete Einfachbindung! – Je mehr freie
Elektronenpaare, desto kleiner der Bindungswinkel zwischen den gebundenen Atomen.)
In die schematischen Darstellungen der Moleküle sind die Dipolmomente eingezeichnet:
Methan CH 4
Ammoniak NH3
Wasser H 2O

 Lösungen
Lösungen sind homogene Stoffgemische. Sie bestehen aus mindestens zwei Komponenten,
nämlich dem meist flüssigen Lösungsmittel, in dem ein oder mehrere Feststoffe, Flüssigkeiten oder
Gase gelöst sind.
Salze und andere polare Verbindungen (Zucker, Harnstoff) lösen sich bevorzugt in polaren
Lösungsmitteln, besonders gut in Wasser. Solche Verbindungen sind hydrophil =
"wasserliebend". Unpolare Substanzen (Fette, Wachs, Teer) lösen sich nicht in Wasser, sie sind
hydrophob. Diese Stoffe können aber in Benzin, Ether und anderen unpolaren Lösungsmitteln
aufgelöst werden. Sie sind "fettliebend" = lipophil. Die Alkohole besitzen hydrophile und lipophile
Eigenschaften, sie stehen zwischen beiden Lösungsmittel-Gruppen.