Organische Chemie: Atombindung

Moleküle wie z.B. Vorlage:W (CH₄), Vorlage:W (H₂O), Vorlage:W oder Vorlage:W (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.

Datei:Organische Chemie Atombindung Chlor.png

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.

Abbildung 2: Valenzstrichformeln von Wasser mit eingezeichneter Wasserstoffbrückenbindung

Polare Atombindung

Abbildung 3: Praktische Nutzung der Oberflächenspannung durch zwei Wasserläufer

Ist die Elektronegativitätdifferenz (kurz Vorlage:W) 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):

$\mathrm{H}\mathrm{◂}\mathrm{O}\mathrm{▸}\mathrm{H}$

Man spricht bei einem Wassermolekül daher von einem Vorlage:W, also einem Molekül mit positiven und negativen Pol. Zwischen Dipolen wirken relativ starke Vorlage:W. 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 Vorlage:W (kurz auch als Wasserstoffbrücken oder H-Brücken bezeichnet).

Weitere Informationen

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

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