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Notizen/Chemie/Chemische Bindung (CHE-Bi)
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Chemische Bindung (CHE-Bi)

Ionenbindung, kovalente Bindung (Lewis-Strukturen, polare und unpolare Moleküle), Metallbindung sowie zwischenmolekulare Kräfte (Wasserstoffbrücken, Van-der-Waals). Bindungstyp und Eigenschaften (Schmelzpunkt, Löslichkeit, Leitfähigkeit) sind Maturathema.

6 Abschnitte·~28 Min Lesezeit·3 Kompetenzen·Stand 06/2026

T·0222 / 12
Prüfungsprofil
CHE-Bi-2.1 · Ionen-, Atom- und Metallbindung unterscheiden und Strukturmodelle anwendenCHE-Bi-2.2 · Lewis-Strukturen, Bindungspolarität und molekulare Geometrie (VSEPR) beschreibenCHE-Bi-2.3 · Zwischenmolekulare Wechselwirkungen erklären und auf Stoffeigenschaften anwenden
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Inhalt · 6 Abschnitte▾
  1. Chemische Bindung (CHE-Bi)
    • 01Bindungstypen im Überblick - EN-Differenz als Schlüssel○
    • 02Ionenbindung und Ionengitter◐
    • 03Kovalente Bindung, Lewis-Strukturen, Polarität◐
    • 04Zwischenmolekulare Wechselwirkungen◐
    • 05VSEPR-Modell und Hybridisierung●
    • 06Metallbindung und Eigenschaften der Metalle◐

6 Abschnitte · 30 Merksätze · 6 Formeln · 30 Fehlerwarnungen

§ 01
§ 01

Bindungstypen im Überblick - EN-Differenz als Schlüssel#

~4 Min Lesezeit●○○BasisLPCHE-Bi-2.1

Kernpunkte

Die Frage „Welche Bindung liegt hier vor?" ist der Einstieg in fast jede Maturafrage zur Chemie, denn aus dem Bindungstyp folgen unmittelbar die Stoffeigenschaften. Drei Idealtypen genügen zur Orientierung: die Ionenbindung (Metall + Nichtmetall), die kovalente oder Atombindung (Nichtmetall + Nichtmetall) und die Metallbindung (Metall + Metall). Der schnellste Indikator ist die Elektronegativitätsdifferenz ΔEN\Delta\mathrm{EN}ΔEN der beiden Partner.
Die Ionenbindung entsteht durch vollständige Elektronenübertragung: Bei großer Differenz (ΔEN≥1,7\Delta\mathrm{EN}\ge 1{,}7ΔEN≥1,7) reißt der elektronegativere Partner das Elektron an sich, es bilden sich Kationen und Anionen, die sich im Kristallgitter durch Coulomb-Kräfte anziehen (z. B. NaCl\ce{NaCl}NaCl, MgO\ce{MgO}MgO). Solche Salze sind hart und spröde, schmelzen hoch und leiten den Strom erst als Schmelze oder Lösung.
Die kovalente Bindung beruht auf gemeinsamen Elektronenpaaren zweier Nichtmetalle. Ist die Differenz klein (ΔEN<0,5\Delta\mathrm{EN}<0{,}5ΔEN<0,5), teilen sich die Atome die Elektronen symmetrisch - die Bindung ist unpolar (HX2\ce{H2}HX2​, ClX2\ce{Cl2}ClX2​). Bei mittlerer Differenz (0,5≤ΔEN<1,70{,}5\le \Delta\mathrm{EN}<1{,}70,5≤ΔEN<1,7) liegt das bindende Paar näher am elektronegativeren Atom, die Bindung wird polar und die Atome tragen Teilladungen δ+/δ−\delta+/\delta-δ+/δ− (HX2O\ce{H2O}HX2​O, HCl\ce{HCl}HCl; siehe ).

Lewis-Struktur und Geometrie - Wasser

Wasser H₂O: gewinkelt (ca. 104,5°), zwei freie Elektronenpaare am SauerstoffStrukturformel mit 3 Atomen und 2 Bindungen, 2 freie Elektronenpaare, Daten: O, H, H, O–H, O–HOHH
Abb. 1Sauerstoff mit zwei nichtbindenden Elektronenpaaren und zwei H-O-Bindungen, Bindungswinkel ca. 104,5 Grad.
Abb. 1 ↓
Die Metallbindung lässt sich als „Elektronengas" beschreiben: Die Metallatome geben ihre Valenzelektronen an ein gemeinsames, frei bewegliches Elektronenkollektiv ab, in das die positiven Atomrümpfe eingebettet sind. Diese Delokalisierung über das ganze Gitter erklärt die typischen Metalleigenschaften - hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit, Verformbarkeit und metallischen Glanz.
Aus dem Bindungstyp lässt sich umgekehrt der Stoff erkennen: Salze (ionisch) sind spröde und leiten nur in Schmelze oder Lösung; Molekülverbindungen (kovalent) haben oft niedrige Schmelz- und Siedepunkte und leiten gar nicht; Metalle sind dehnbar, glänzend und stets leitfähig. Diese Argumentation „von der Eigenschaft zurück zum Bindungstyp" ist ein klassischer Einstieg in die mündliche Prüfung.
Davon zu unterscheiden sind die zwischenmolekularen Kräfte (Van-der-Waals, Dipol-Dipol, Wasserstoffbrücken). Sie wirken zwischen bereits fertigen Molekülen, sind etwa 10- bis 100-mal schwächer als echte chemische Bindungen, bestimmen aber, ob ein Stoff bei Raumtemperatur fest, flüssig oder gasförmig ist - das vertieft der eigene Abschnitt „Zwischenmolekulare Wechselwirkungen".

Vokabeln

→ Kartei
  • IonenbindungElektrostatische Anziehung zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen in einem Gitter.
  • kovalente BindungBindung durch ein gemeinsames Elektronenpaar zweier Atome; auch Atombindung genannt.
  • BindungspolaritätUngleiche Verteilung des bindenden Elektronenpaares infolge unterschiedlicher Elektronegativität.
  • PartialladungTeilladung δ+ bzw. δ− an den Enden einer polaren Bindung; kleiner als eine volle Elementarladung.
  • MolekülstoffStoff aus abgegrenzten Molekülen; zwischen ihnen wirken nur zwischenmolekulare Kräfte.
  • van-Arkel-Ketelaar-DreieckDarstellung, die die drei Bindungstypen als Eckpunkte einer EN-Ebene anordnet und Übergänge sichtbar macht.

Elektronegativitätsdifferenz

ΔEN=∣ENA−ENB∣\Delta\mathrm{EN}=|\mathrm{EN}_{A}-\mathrm{EN}_{B}|ΔEN=∣ENA​−ENB​∣

ENA\mathrm{EN}_{A}ENA​ und ENB\mathrm{EN}_{B}ENB​ sind die Pauling-Elektronegativitäten der beiden Bindungspartner (dimensionslos, 0,7 bis 4,0). Der Betrag macht die Reihenfolge der Partner gleichgültig; ΔEN\Delta\mathrm{EN}ΔEN entscheidet über den Bindungscharakter.

Musterbeispiel

Bindungstyp und Eigenschaft im Vergleich

Klassifiziere die Bindung in KBr\ce{KBr}KBr, CO\ce{CO}CO und Magnesium und nenne jeweils eine Eigenschaft, die aus dem Bindungstyp folgt. EN-Werte: K =0,8=0{,}8=0,8; Br =2,8=2{,}8=2,8; C =2,5=2{,}5=2,5; O =3,5=3{,}5=3,5; Mg =1,3=1{,}3=1,3.

  1. 01\ce{KBr}

    ΔEN=∣2,8−0,8∣=2,0≥1,7\Delta\mathrm{EN}=|2{,}8-0{,}8|=2{,}0\ge 1{,}7ΔEN=∣2,8−0,8∣=2,0≥1,7, Metall + Nichtmetall - Ionenbindung. Folge: hoher Schmelzpunkt, spröde, Schmelze leitet den Strom.

  2. 02\ce{CO}

    ΔEN=∣3,5−2,5∣=1,0\Delta\mathrm{EN}=|3{,}5-2{,}5|=1{,}0ΔEN=∣3,5−2,5∣=1,0, beides Nichtmetalle - polare Atombindung. Folge: kleines Molekül, niedriger Siedepunkt (bei Raumtemperatur Gas), kein Leiter.

  3. 03Magnesium

    Metall + Metall, ΔEN≈0\Delta\mathrm{EN}\approx 0ΔEN≈0 - metallische Bindung. Folge: elektrisch leitfähig und verformbar.

Ergebnis: KBr\ce{KBr}KBr ionisch (Salz), CO\ce{CO}CO polar kovalent (Gas), Mg metallisch. Die EN-Differenz liefert den Bindungstyp, der Bindungstyp liefert die Eigenschaft - genau diese Kette erwartet die Prüfung.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Vergleiche Eigenschaften und Bindungstyp von Kochsalz und Kupfer. Welche makroskopischen Eigenschaften gehen auf welches Bindungsmodell zurück?

Maturafokus

  • Überschlage zuerst die EN-Differenz und ordne dann zu: NaCl\ce{NaCl}NaCl ergibt 3,0−0,9=2,13{,}0-0{,}9=2{,}13,0−0,9=2,1 und damit ionisch, HCl\ce{HCl}HCl ergibt 0,9 und damit polar kovalent.
  • Führe jede genannte Stoffeigenschaft - Schmelztemperatur, Löslichkeit, Leitfähigkeit, Härte - ausdrücklich auf den Bindungstyp zurück; eine bloße Aufzählung bringt keine Punkte.
  • Grenze die polare kovalente Bindung vom Ionenpaar ab: Bei der ersten bleibt das Elektronenpaar gemeinsam, es ist nur ungleich verteilt.
  • Ordne einen unbekannten Feststoff über drei Messgrößen zu: Schmelztemperatur, Leitfähigkeit als Feststoff, Leitfähigkeit in Wasser.
  • Benenne die EN-Grenzen als Konvention und diskutiere einen Grenzfall - HF\ce{HF}HF liegt mit ΔEN=1,9\Delta\mathrm{EN}=1{,}9ΔEN=1,9 darüber und ist trotzdem molekular.

Typische Fehler

  • Der Bindungstyp wird ohne EN-Werte behauptet. Die Zuordnung verlangt die Differenz; „Metall plus Nichtmetall" trägt nur den Regelfall.
  • Der Sauerstoff im Wasser wird als ionisch gebunden beschrieben. Mit ΔEN=3,5−2,1=1,4\Delta\mathrm{EN}=3{,}5-2{,}1=1{,}4ΔEN=3,5−2,1=1,4 ist die O-H-Bindung polar kovalent.
  • Die Metallbindung wird als kovalente Bindung zwischen zwei Atomen beschrieben; tatsächlich sind die Valenzelektronen über das gesamte Gitter delokalisiert.
  • Die Faustregel wird als Naturgesetz benutzt. Zwischen 1,5 und 2,0 liegt ein breiter Übergangsbereich, in dem erst die Stoffeigenschaften entscheiden.
  • Bindungstyp und zwischenmolekulare Kraft werden vermengt. Beim Sieden von Wasser bricht keine O-H-Bindung, sondern es brechen Wasserstoffbrücken.

§ 01

Aktive Wiederholung

Klassifiziere die Bindung in (a) MgO\ce{MgO}MgO, (b) HF\ce{HF}HF, (c) NX2\ce{N2}NX2​, (d) Eisen. Begründe über EN-Differenz bzw. Elementtyp.

Passende Aufgaben üben52 Fragen zum Thema→

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: Mortimer, Chemische Bindung - Lehrbuch (Thieme)

§ 02
§ 02

Ionenbindung und Ionengitter#

~4 Min Lesezeit●●○StandardLPCHE-Bi-2.1

Kernpunkte

Eine Ionenbindung beginnt mit der Elektronenübertragung von einem Metall auf ein Nichtmetall, bis beide Edelgaskonfiguration erreichen - doch damit ist die Geschichte nicht zu Ende: Ein einzelnes Ionenpaar NaX+ClX−\ce{Na+Cl-}NaX+ClX− existiert nur in der Gasphase. Im Festkörper lagern sich Milliarden Ionen zu einem geordneten Kristallgitter zusammen, und genau diese Gitterstruktur erklärt die typischen Salzeigenschaften.
Im Kristall ordnen sich Kationen und Anionen so an, dass jedes Ion von möglichst vielen gegensinnig geladenen Nachbarn umgeben ist und die anziehenden Coulomb-Kräfte überwiegen. Die Zahl der nächsten Nachbarn ist die Koordinationszahl: 6 im NaCl\ce{NaCl}NaCl-Typ (jedes NaX+\ce{Na+}NaX+ in einem Oktaeder aus sechs ClX−\ce{Cl-}ClX−), 8 im größeren CsCl\ce{CsCl}CsCl-Typ. Deshalb ist „NaCl\ce{NaCl}NaCl" im Festkörper nur eine Verhältnisformel, kein Molekül.
Die Stärke des Gitters misst die Gitterenergie UUU - die Energie, die frei wird, wenn sich gasförmige Ionen zum Kristall ordnen. Sie folgt näherungsweise dem Coulomb-Gesetz U∝∣z+⋅z−∣r++r−U\propto \tfrac{|z^{+}\cdot z^{-}|}{r^{+}+r^{-}}U∝r++r−∣z+⋅z−∣​: Sie wächst mit dem Produkt der Ionenladungen und sinkt mit wachsendem Ionenabstand. Eine doppelte Ladung wirkt daher viel stärker als ein etwas kleinerer Abstand.
Das zeigt sich direkt an den Schmelzpunkten (): MgO\ce{MgO}MgO schmilzt bei 2852 °C, NaCl\ce{NaCl}NaCl dagegen schon bei 801 °C - obwohl beide denselben Gittertyp haben. Ursache ist allein die Ladung: z+⋅z−=2⋅2=4z^{+}\cdot z^{-}=2\cdot 2=4z+⋅z−=2⋅2=4 bei MgO\ce{MgO}MgO gegenüber 1⋅1=11\cdot 1=11⋅1=1 bei NaCl\ce{NaCl}NaCl. Solche Vergleiche sind ein beliebter Operator „begründen".

Schmelzpunkte von Ionenkristallen (°C)

Schmelzpunkte von IonenkristallenSäulendiagramm: Schmelzpunkt / °C, Daten: Schmelzpunkt / °C · KCl: 770; Schmelzpunkt / °C · NaCl: 801; Schmelzpunkt / °C · CaO: 2572; Schmelzpunkt / °C · MgO: 285205001000150020002500KClNaClCaOMgO77080125722852Schmelzpunkt / °C
Abb. 2Höhere Ionenladung (z=2z=2z=2 bei CaO, MgO) und kleinerer Ionenabstand erhöhen die Gitterenergie und damit den Schmelzpunkt deutlich.
Abb. 2 ↓
Woher die Gitterenergie quantitativ kommt, zerlegt der Born-Haber-Kreisprozess: Er beschreibt die Bildung des Salzes aus den Elementen über messbare Teilschritte (Sublimation des Metalls, Bindungsdissoziation, Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität) und gewinnt die nicht direkt messbare Gitterenergie als Schließungsgröße des Kreises (siehe das Rechenbeispiel).
Salze lösen sich in polaren Lösungsmitteln wie Wasser, wenn die freiwerdende Hydratationsenthalpie die aufzubringende Gitterenergie ungefähr kompensiert. Die Wasserdipole umhüllen jedes herausgelöste Ion (Hydrathülle); erst die so beweglich gewordenen Ionen machen die Lösung leitfähig. Ist die Gitterenergie deutlich größer (z. B. BaSOX4\ce{BaSO4}BaSOX4​), bleibt das Salz schwerlöslich.

Vokabeln

→ Kartei
  • IonengitterRegelmäßige dreidimensionale Anordnung von Kationen und Anionen im Kristall.
  • KoordinationszahlAnzahl der nächsten Nachbarn eines Teilchens im Gitter; im NaCl-Typ sechs.
  • GitterenergieEnergie, die frei wird, wenn sich ein Mol Ionenkristall aus gasförmigen Ionen bildet.
  • HydratationAnlagerung von Wassermolekülen an gelöste Ionen; dabei wird die Hydratationsenthalpie frei.
  • FormeleinheitKleinste Einheit eines Ionenkristalls, die dem Ionenverhältnis der Formel entspricht.
  • sprödeBei Verformung brechend statt fließend; typisch für Ionenkristalle wegen der Ladungsverschiebung.

Näherung Gitterenergie (Coulomb)

U∝∣z+⋅z−∣r++r−U \propto \dfrac{|z^{+}\cdot z^{-}|}{r^{+}+r^{-}}U∝r++r−∣z+⋅z−∣​

UUU ist die Gitterenergie in kJ/mol, z+z^{+}z+ und z−z^{-}z− sind die Ionenladungszahlen (im MgO\ce{MgO}MgO also +2+2+2 und −2-2−2), r++r−r^{+}+r^{-}r++r− ist der Abstand der Ionenmittelpunkte in pm. Das Ladungsprodukt wirkt stärker als der Abstand - daher schmilzt MgO\ce{MgO}MgO weit über NaCl\ce{NaCl}NaCl.

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Musterbeispiel

Born-Haber-Kreisprozess (Näherung) für NaCl\ce{NaCl}NaCl

Berechne die Gitterenergie von NaCl\ce{NaCl}NaCl aus: Sublimation Na 108, Bindungsdissoziation 0,5 ClX2\ce{Cl2}ClX2​ 121, IE Na 496, EA Cl -349, Bildungsenthalpie NaCl\ce{NaCl}NaCl -411 (alles kJ/mol).

  1. 01Gesamtgleichung

    ΔfH=ΔSub+12ΔD+IE+EA+U\Delta_{f}H = \Delta_{Sub} + \tfrac{1}{2}\Delta_{D} + \mathrm{IE} + \mathrm{EA} + UΔf​H=ΔSub​+21​ΔD​+IE+EA+U.

  2. 02Umstellen

    U=ΔfH−ΔSub−12ΔD−IE−EAU = \Delta_{f}H - \Delta_{Sub} - \tfrac{1}{2}\Delta_{D} - \mathrm{IE} - \mathrm{EA}U=Δf​H−ΔSub​−21​ΔD​−IE−EA.

  3. 03Einsetzen

    U=−411−108−121−496−(−349)=−787 kJ/molU = -411 - 108 - 121 - 496 - (-349) = -787\,\text{kJ/mol}U=−411−108−121−496−(−349)=−787kJ/mol.

Ergebnis: Gitterenergie ca. −787 kJ/mol-787\,\text{kJ/mol}−787kJ/mol - typisch für einwertige Salze; bei MgO\ce{MgO}MgO liegen Werte um −3800 kJ/mol-3800\,\text{kJ/mol}−3800kJ/mol.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte
  1. 1

    Im NaCl\ce{NaCl}NaCl-Kristall sitzt jeder Natriumkern in einem Würfel aus sechs Chloridionen und umgekehrt - das ist Koordinationszahl 6.

  2. 2

    Verdopple die Ionenladung und du vervierfachst die Gitterenergie. Daher schmilzt MgO\ce{MgO}MgO erst bei fast 3000 Grad.

  3. 3

    Im Wasser ist alles anders - die Dipolanziehung der HX2O\ce{H2O}HX2​O-Moleküle zieht die Ionen aus dem Gitter.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Erkläre, warum Salze in Wasser oft gut löslich sind, im Festkörper aber den Strom nicht leiten.

Maturafokus

  • Beschreibe NaCl\ce{NaCl}NaCl stets als Gitter mit der Koordinationszahl 6, nie als Molekül; die Formel ist eine Verhältnisformel.
  • Begründe Schmelzpunktvergleiche mit dem Coulomb-Argument: höhere Ionenladungen und kleinere Radien bedeuten höhere Gitterenergie (MgO\ce{MgO}MgO 2852 °C gegen NaCl\ce{NaCl}NaCl 801 °C).
  • Erkläre die Sprödigkeit über die Gitterverschiebung: Geraten gleichnamige Ladungen übereinander, spaltet der Kristall.
  • Begründe die Leitfähigkeit mit der Beweglichkeit der Ionen - als Feststoff nicht leitend, in Schmelze und Lösung leitend.
  • Stelle die Löslichkeit als Bilanz aus Gitterenergie und Hydratationsenthalpie dar, nicht als Wirkung eines einzigen Faktors.

Typische Fehler

  • NaCl\ce{NaCl}NaCl wird als Molekül gezeichnet. Im Kristall ist jedes NaX+\ce{Na+}NaX+ von sechs ClX−\ce{Cl-}ClX− umgeben; ein diskretes NaCl-Molekül existiert nur im heißen Gas.
  • Die Löslichkeit wird allein über die Gitterenergie erklärt. Erst die Hydratationsenthalpie entscheidet die Bilanz - deshalb löst sich NaCl\ce{NaCl}NaCl trotz hoher Gitterenergie.
  • Gitterenergie wird mit der Bindungsenergie eines Ionenpaars verwechselt. Sie bezieht sich auf ein Mol Formeleinheiten im Kristall, nicht auf zwei Ionen.
  • Der Ionenkristall wird für leitfähig gehalten, weil er aus geladenen Teilchen besteht. Ohne Beweglichkeit der Ladungsträger fließt kein Strom.
  • Beim Vergleich NaCl\ce{NaCl}NaCl mit MgO\ce{MgO}MgO wird nur der Radius genannt. Das Ladungsprodukt steigt von 1⋅11\cdot11⋅1 auf 2⋅22\cdot22⋅2 und dominiert den Effekt.

§ 02

Aktive Wiederholung

Vergleiche die Schmelzpunkte von NaCl\ce{NaCl}NaCl (801 °C) und MgO\ce{MgO}MgO (2852 °C) und begründe den Unterschied.

Passende Aufgaben üben52 Fragen zum Thema→

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 7 Ionic Bonds (OpenStax)

§ 03
§ 03

Kovalente Bindung, Lewis-Strukturen, Polarität#

~4 Min Lesezeit●●○StandardLPCHE-Bi-2.2

Kernpunkte

Wenn zwei Nichtmetalle eine Verbindung bilden, kann keines dem anderen ein Elektron einfach entreißen - ihre Elektronegativitäten sind zu ähnlich. Die Lösung ist die kovalente Bindung (Atombindung): Beide Atome steuern Elektronen zu einem gemeinsamen Bindungselektronenpaar bei und teilen es sich. So erreicht jedes Atom die stabile Edelgaskonfiguration, das Oktett (bei H und He das Duett).
Die Lewis-Struktur macht diese Elektronenbuchhaltung sichtbar: Bindende Elektronenpaare zeichnet man als Striche zwischen den Atomen, freie (nichtbindende) Paare als Striche am jeweiligen Atom (). Reicht ein gemeinsames Paar nicht zum Oktett, bilden sich Mehrfachbindungen - eine Doppelbindung wie im OX2\ce{O2}OX2​, eine Dreifachbindung wie im NX2\ce{N2}NX2​.

Lewis-Struktur und Geometrie - Wasser

Wasser H₂O: gewinkelt (ca. 104,5°), zwei freie Elektronenpaare am SauerstoffStrukturformel mit 3 Atomen und 2 Bindungen, 2 freie Elektronenpaare, Daten: O, H, H, O–H, O–HOHH
Abb. 3Sauerstoff mit zwei nichtbindenden Elektronenpaaren und zwei H-O-Bindungen, Bindungswinkel ca. 104,5 Grad.
Abb. 3 ↓
Sind die Partner verschieden elektronegativ (ΔEN≥0,5\Delta\mathrm{EN}\ge 0{,}5ΔEN≥0,5), liegt das Bindungspaar im zeitlichen Mittel näher am elektronegativeren Atom. Es entsteht eine polare Bindung mit Teilladungen: Im Wasser ist der Sauerstoff leicht negativ (δ−\delta-δ−), die Wasserstoffe leicht positiv (δ+\delta+δ+). Diese Ladungstrennung ist die Grundlage für Dipolmoment, Wasserstoffbrücken und Löslichkeit.
Ob ein ganzes Molekül polar ist, entscheidet sich erst aus dem Zusammenspiel von Bindungspolarität UND Geometrie (vgl. ). COX2\ce{CO2}COX2​ hat zwei polare C=O-Bindungen, ist aber linear gebaut - die beiden Bindungsdipole zeigen entgegengesetzt und heben sich auf, das Molekül ist unpolar. HX2O\ce{H2O}HX2​O ist dagegen gewinkelt, die Dipole addieren sich, das Molekül ist polar. Dieser Unterschied ist ein Prüfungsklassiker.

Hybridorbitale - sp, sp2, sp3

sp 180 Grad (linear) sp2 (120 Grad) sp3 (109,5 Grad)
Abb. 5sp linear (180 Grad), sp2 trigonal-planar (120 Grad), sp3 tetraedrisch (109,5 Grad).
Abb. 5 ↓
Eine Sonderform ist die dative (koordinative) Bindung, bei der beide Bindungselektronen von nur einem Partner stammen. So entsteht aus Ammoniak und einem Proton das Ammonium-Ion: NHX3+HX+→NHX4X+\ce{NH3 + H+ -> NH4+}NHX3​+HX+​NHX4​X+ - das freie Elektronenpaar des Stickstoffs „übernimmt" das Proton. Nach der Bildung ist diese Bindung von den übrigen N-H-Bindungen nicht mehr zu unterscheiden.
Manche Teilchen lassen sich durch eine einzige Lewis-Formel nicht korrekt beschreiben. Bei Benzol, NOX3X−\ce{NO3-}NOX3​X− oder COX3X2−\ce{CO3^2-}COX3​X2− sind mehrere gleichwertige Grenzstrukturen (Resonanzstrukturen) zeichenbar, die sich nur in der Lage der Doppelbindungen unterscheiden (). Tatsächlich springt die Struktur nicht hin und her; vielmehr sind die Elektronen delokalisiert, und das reale Molekül ist eine Mittelung aller Grenzstrukturen mit untereinander gleichen Bindungslängen.

Benzol - Resonanzstrukturen und delokalisierte Pi-Wolke

Benzol: Kekulé-Grenzformeln (Resonanz) und die delokalisierte π-Wolke (aromatisch)Strukturformel mit 18 Atomen und 18 Bindungen, Reaktionsschema, Daten: C, C, C, C, C, C, C, C, C, C, C, C, C, C, C, C, C, C, C–C (double), C–C, C–C (double), C–C, C–C (double), C–C, C–C, C–C (double), C–C, C–C (double), C–C, C–C (double), C–C (aromatic), C–C (aromatic), C–C (aromatic), C–C (aromatic), C–C (aromatic), C–C (aromatic)CCCCCCCCCCCCCCCCCC
Abb. 4Kekule-Strukturen wechseln in Resonanz; tatsächlich liegen sechs delokalisierte Pi-Elektronen über dem Ring vor.
Abb. 4 ↓

Vokabeln

→ Kartei
  • Lewis-StrukturDarstellung eines Moleküls mit bindenden Strichen und freien Elektronenpaaren.
  • freies ElektronenpaarNichtbindendes Valenzelektronenpaar; beansprucht Raum und bestimmt die Geometrie mit.
  • FormalladungRechengröße zur Beurteilung von Lewis-Strukturen: Valenzelektronen minus nichtbindende minus halbe bindende Elektronen.
  • ResonanzBeschreibung eines Teilchens durch mehrere Grenzstrukturen; real existiert nur deren Mittelstruktur.
  • DipolmomentVektorielle Größe aus Partialladung und Abstand; die Vektorsumme entscheidet über die Molekülpolarität.
  • BindungsordnungZahl der bindenden Elektronenpaare zwischen zwei Atomen; höhere Ordnung heißt kürzere, festere Bindung.

Formalladung in Lewis-Strukturen

Formalladung=Valenzelektronen−nichtbindende e-−12⋅bindende e-\text{Formalladung} = \text{Valenzelektronen} - \text{nichtbindende e-} - \tfrac{1}{2}\cdot \text{bindende e-}Formalladung=Valenzelektronen−nichtbindende e-−21​⋅bindende e-

„Valenzelektronen" ist die Zahl im freien Atom (bei Hauptgruppen die Gruppennummer), „nichtbindende e-" sind die Elektronen in freien Paaren, „bindende e-" alle an Bindungen dieses Atoms beteiligten Elektronen. Plausibel ist die Struktur mit den kleinsten Beträgen und negativer Formalladung am elektronegativeren Atom.

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Musterbeispiel

Lewis-Struktur von Stickstoff(IV)-Oxid NOX2\ce{NO2}NOX2​

Zeichne die Lewis-Struktur von NOX2\ce{NO2}NOX2​ und erläutere das ungewöhnliche Verhalten (Radikal).

  1. 01Valenzelektronen

    N: 5, O: 6, gesamt: 5+2⋅6=175+2\cdot 6=175+2⋅6=17 - ungerade Zahl, also Radikal.

  2. 02Skelett

    O=N-O mit einer Doppelbindung; das ungepaarte Elektron sitzt am N.

  3. 03Resonanz

    Die Position der Doppelbindung ist nicht fest; zwei Resonanzstrukturen O=N-O und O-N=O.

  4. 04Eigenschaft

    Als Radikal sehr reaktiv; dimerisiert leicht zu NX2OX4\ce{N2O4}NX2​OX4​ (farblos).

Ergebnis: NOX2\ce{NO2}NOX2​ ist ein Radikal mit gewinkelter Geometrie und brauner Farbe; die Dimerisation 2 NOX2⇌NX2OX4\ce{2 NO2 <=> N2O4}2NOX2​​NX2​OX4​ ist temperaturabhängig.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte
  1. 1

    Lewis-Strukturen sind wie Skizzen mit Punkten: jedes Punktepaar ist ein Bindungs- oder freies Elektronenpaar.

    Lewis-Struktur und Geometrie - Wasser

    Wasser H₂O: gewinkelt (ca. 104,5°), zwei freie Elektronenpaare am SauerstoffStrukturformel mit 3 Atomen und 2 Bindungen, 2 freie Elektronenpaare, Daten: O, H, H, O–H, O–HOHH
    Abb.Sauerstoff mit zwei nichtbindenden Elektronenpaaren und zwei H-O-Bindungen, Bindungswinkel ca. 104,5 Grad.
  2. 2

    Prüfe immer das Oktett am Hauptatom und minimiere Formalladungen.

  3. 3

    Erst die Geometrie verrät, ob ein Molekül insgesamt polar ist - die Bindungsdipole müssen sich nicht aufheben.

    Hybridorbitale - sp, sp2, sp3

    sp 180 Grad (linear) sp2 (120 Grad) sp3 (109,5 Grad)
    Abb.sp linear (180 Grad), sp2 trigonal-planar (120 Grad), sp3 tetraedrisch (109,5 Grad).

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank6 Punkte

Aufgabenstellung

Erläutere, warum Wasser ein gewinkeltes, COX2\ce{CO2}COX2​ aber ein lineares Molekül ist - und welche Konsequenz das für die Löslichkeit hat.

Maturafokus

  • Zeichne Lewis-Strukturen in vier Schritten: Valenzelektronen summieren, Gerüst mit Einfachbindungen, Oktette mit freien Paaren füllen, notfalls Mehrfachbindungen bilden und Formalladungen minimieren.
  • Leite die Molekülpolarität aus Bindungspolarität UND Geometrie ab: erst die Dipolvektoren, dann ihre Summe.
  • Markiere Resonanz mit dem Resonanzpfeil, nie mit einem Reaktions- oder Gleichgewichtspfeil.
  • Berechne Formalladungen, wenn mehrere Strukturen möglich sind - plausibel ist die mit den kleinsten Beträgen und negativer Ladung am elektronegativeren Atom.
  • Zeichne alle freien Elektronenpaare mit; sie tragen Geometrie und Reaktivität und werden im Kriterienkatalog eigens gewertet.

Typische Fehler

  • Freie Elektronenpaare fehlen. Am Sauerstoff des HX2O\ce{H2O}HX2​O gehören zwei nichtbindende Paare in die Struktur; ohne sie ist die gewinkelte Gestalt nicht begründbar.
  • COX2\ce{CO2}COX2​ wird als polar bezeichnet, weil die C=O-Bindungen polar sind. Das Molekül ist linear, die Dipole heben sich auf, das Dipolmoment ist null.
  • Resonanz wird als Hin-und-Her-Springen gedeutet. Real liegt eine einzige gemittelte Struktur mit delokalisierten Elektronen vor.
  • Die Valenzelektronen werden bei Ionen falsch bilanziert. Für NOX3X−\ce{NO3-}NOX3​X− gilt 5+3⋅6+1=245+3\cdot6+1=245+3⋅6+1=24 Elektronen, also zwölf Paare.
  • Bindungsordnung und Bindungslänge werden nicht verknüpft: Mehr bindende Elektronenpaare bedeuten kürzere und festere Bindung.

§ 03

Aktive Wiederholung

Zeichne die Lewis-Struktur von SOX2\ce{SO2}SOX2​, gib die Resonanzstrukturen an und beurteile die Polarität des Moleküls.

Passende Aufgaben üben52 Fragen zum Thema→

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 7 Covalent Bonds (OpenStax) · IUPAC Recommendations - Nomenclature of Inorganic Chemistry (IUPAC)

§ 04
§ 04

Zwischenmolekulare Wechselwirkungen#

~5 Min Lesezeit●●○StandardLPCHE-Bi-2.3

Kernpunkte

Warum ist Wasser bei Raumtemperatur flüssig, das ähnlich leichte Methan aber ein Gas? Die Antwort liegt nicht in den kovalenten Bindungen innerhalb der Moleküle, sondern in den zwischenmolekularen Kräften zwischen ihnen. Diese sind deutlich schwächer als chemische Bindungen, entscheiden aber über Aggregatzustand, Schmelz- und Siedepunkt sowie Löslichkeit eines Stoffes.
Am schwächsten und doch überall vorhanden sind die London-Dispersionskräfte (ein Teil der Van-der-Waals-Kräfte). Sie entstehen, weil die Elektronenwolke jedes Moleküls ständig in Bewegung ist und kurzzeitig unsymmetrisch wird; dieser momentane Dipol induziert im Nachbarn einen Gegendipol. Je größer und leichter polarisierbar die Elektronenwolke, desto stärker der Effekt - deshalb steigen die Siedepunkte der Alkane mit zunehmender Kettenlänge.
Moleküle mit einem permanenten Dipol ziehen sich über Dipol-Dipol-Wechselwirkungen an: Das positive Ende des einen Moleküls richtet sich zum negativen Ende des anderen aus. Aceton, HCl\ce{HCl}HCl und SOX2\ce{SO2}SOX2​ sind typische Beispiele; ihre Siedepunkte liegen höher als die unpolarer Moleküle vergleichbarer Masse, aber noch unter denen mit Wasserstoffbrücken.
Die stärkste zwischenmolekulare Kraft ist die Wasserstoffbrücke. Sie bildet sich, wenn ein an N, O oder F gebundenes - und dadurch stark positiviertes - H-Atom mit einem freien Elektronenpaar eines weiteren N-, O- oder F-Atoms wechselwirkt. Diese gerichtete, mit etwa 20 kJmol20\,\tfrac{\text{kJ}}{\text{mol}}20molkJ​ relativ starke Anziehung erklärt die ungewöhnlich hohen Siedepunkte von Wasser, Ammoniak und Fluorwasserstoff und hält DNA-Doppelstrang wie Proteinstrukturen zusammen.
Zwischen Ionen und polaren Molekülen wirken Ion-Dipol-Kräfte - die Grundlage der Hydratation: Beim Lösen eines Salzes umringen die Wasserdipole jedes Ion mit dem passenden Ende (O-Seite zum Kation, H-Seite zum Anion). Diese Wechselwirkung ist stärker als eine reine Dipol-Dipol-Kraft und liefert die Energie, um das Ionengitter aufzubrechen.
Aus all dem folgt die Faustregel „Ähnliches löst sich in Ähnlichem": Polare und ionische Stoffe lösen sich gut in polaren Lösungsmitteln (Wasser), unpolare Stoffe wie Fette und Öle in unpolaren (Benzin). Seifenmoleküle vermitteln zwischen beiden Welten, weil sie einen polaren Kopf und einen unpolaren Schwanz tragen (); sie schließen Fett im Inneren von Mizellen ein und machen es so wasserlöslich.

Seifenmolekül - Mizellenbildung

COO- hydrophober Schwanz Fett Mizelle
Abb. 6Hydrophiler Kopf (COO- Na+), hydrophober Schwanz; Mizellen schließen Fett im wassrigen Milieu ein.
Abb. 6 ↓

Vokabeln

→ Kartei
  • zwischenmolekulare KraftAnziehung zwischen getrennten Molekülen; deutlich schwächer als eine chemische Bindung.
  • WasserstoffbrückeStarke Dipolwechselwirkung zwischen einem an N, O oder F gebundenen H und einem freien Elektronenpaar.
  • Dipol-Dipol-WechselwirkungAnziehung zwischen Molekülen mit permanentem Dipolmoment.
  • Londonsche DispersionAnziehung durch spontane und induzierte Dipole; wirkt zwischen allen Teilchen und wächst mit der Polarisierbarkeit.
  • PolarisierbarkeitVerformbarkeit der Elektronenhülle; nimmt mit Teilchengröße und Elektronenzahl zu.
  • amphiphilMolekül mit polarem Kopf und unpolarem Schwanz, etwa ein Seifenanion.

Energieordnung zwischenmolekularer Kräfte

EH-Bru¨cke≈20 kJmol;  EDipol≈2−5;  EVdW≈0,1−1E_{\text{H-Brücke}}\approx 20\,\tfrac{\text{kJ}}{\text{mol}};\;E_{\text{Dipol}}\approx 2-5;\;E_{\text{VdW}}\approx 0{,}1-1EH-Bru¨cke​≈20molkJ​;EDipol​≈2−5;EVdW​≈0,1−1

Angegeben ist die Größenordnung der Wechselwirkungsenergie je Mol; zum Vergleich liegt eine kovalente Bindung bei 150 bis 500 kJ/mol. Die Werte sind Richtgrößen und hängen von Molekülgröße und Geometrie ab.

Musterbeispiel

Siedepunkte über zwischenmolekulare Kräfte erklären

Ordne CHX4\ce{CH4}CHX4​ (Sdp −161-161−161 °C), HX2S\ce{H2S}HX2​S (−60-60−60 °C) und HX2O\ce{H2O}HX2​O (+100+100+100 °C) nach steigendem Siedepunkt und begründe den Trend über die zwischenmolekularen Kräfte. Molmassen: 16, 34 bzw. 18 g/mol.

  1. 01\ce{CH4}

    Unpolares Molekül - nur schwache London-Dispersionskräfte. Folge: tiefster Siedepunkt.

  2. 02\ce{H2S}

    Polares Molekül mit Dipol-Dipol-Kräften; Schwefel ist aber zu groß und zu wenig elektronegativ für echte Wasserstoffbrücken. Folge: mittlerer Siedepunkt.

  3. 03\ce{H2O}

    Kräftige Wasserstoffbrücken (H an O, zwei freie Elektronenpaare am O). Folge: höchster Siedepunkt.

  4. 04Anomalie erkennen

    Nach der Molmasse allein müsste HX2O\ce{H2O}HX2​O (18) zwischen CHX4\ce{CH4}CHX4​ (16) und HX2S\ce{H2S}HX2​S (34) sieden; dass es weit darüber liegt, beweist die Stärke der H-Brücken.

Ergebnis: Reihenfolge: CHX4<HX2S<HX2O\ce{CH4} < \ce{H2S} < \ce{H2O}CHX4​<HX2​S<HX2​O. Der „Ausreißer" Wasser ist der direkte Fingerabdruck der Wasserstoffbrücken - derselbe Effekt macht auch NHX3\ce{NH3}NHX3​ und HF\ce{HF}HF zu Siedepunkt-Anomalien.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte
  1. 1

    Stell dir Moleküle wie Magnete vor - manche haben starke Dipole, andere nur kurze Zuckungen der Elektronenwolke.

  2. 2

    Wasserstoffbrücken sind die "Klebrigsten" der schwachen Kräfte und verantworten viele Anomalien von Wasser.

  3. 3

    Beim Vergleich von Siedepunkten gehe in dieser Reihenfolge vor: Bindungstyp, intermolekulare Kraft, Molekülgröße.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank5 Punkte

Aufgabenstellung

Begründe mithilfe der intermolekularen Kräfte, warum Wasser bei 4 °C die höchste Dichte hat ("Dichteanomalie").

Maturafokus

  • Argumentiere bei Siedepunktvergleichen in fester Reihenfolge: erst der Bindungstyp im Stoff, dann die stärkste zwischenmolekulare Kraft, zuletzt Molekülgröße und Oberfläche.
  • Prüfe Wasserstoffbrücken an einer harten Bedingung: Ein H muss direkt an N, O oder F gebunden sein, und ein freies Elektronenpaar muss als Akzeptor bereitstehen.
  • Erkläre Löslichkeit nach „Gleiches löst sich in Gleichem" und benenne dabei ausdrücklich die wirkende Wechselwirkung.
  • Deute die Siedepunktanomalie von HX2O\ce{H2O}HX2​O, NHX3\ce{NH3}NHX3​ und HF\ce{HF}HF gegenüber ihren Gruppennachbarn als Beleg für Wasserstoffbrücken.
  • Nenne bei unpolaren Molekülen die Londonsche Dispersion als einzige Kraft und begründe ihr Anwachsen mit der Polarisierbarkeit.

Typische Fehler

  • Wasserstoffbrücken werden überall angenommen, wo ein H vorkommt. In CHX4\ce{CH4}CHX4​ gibt es keine, weil Kohlenstoff zu wenig elektronegativ ist.
  • Van-der-Waals-Kräfte und Dipol-Dipol-Wechselwirkung werden gleichgesetzt. Dispersionskräfte wirken zwischen allen Teilchen, Dipol-Dipol nur zwischen permanenten Dipolen.
  • Ein hoher Schmelzpunkt wird auf eine starke kovalente Bindung zurückgeführt. Beim Schmelzen eines Molekülstoffs bleibt die kovalente Bindung unversehrt.
  • Die Dichteanomalie des Wassers wird beschrieben, aber nicht erklärt: Im Eis erzwingt das Netz aus vier Wasserstoffbrücken je Molekül eine weite, hohlraumreiche Struktur.
  • Bei Isomeren gleicher Molmasse wird nur die Masse verglichen. n-Pentan siedet bei 36 °C, Neopentan bei 10 °C, weil die gestreckte Form mehr Kontaktfläche bietet.

§ 04

Aktive Wiederholung

Vergleiche die Siedepunkte von Wasser (100), Methanol (65) und Methan (-161 °C). Welche zwischenmolekularen Kräfte erklären den Trend?

Passende Aufgaben üben52 Fragen zum Thema→

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: Mortimer Kap. 8 Zwischenmolekulare Kräfte (Thieme)

§ 05
§ 05

VSEPR-Modell und Hybridisierung#

~5 Min Lesezeit●●●VertiefungLPCHE-Bi-2.2

Kernpunkte

Lewis-Strukturen sagen, welche Atome wie verbunden sind - aber nicht, welche dreidimensionale Form ein Molekül annimmt. Diese Lücke schließt das VSEPR-Modell (Valence-Shell Electron-Pair Repulsion). Sein Grundgedanke ist denkbar einfach: Die Elektronenpaare in der Valenzschale stoßen einander ab und ordnen sich so im Raum an, dass ihr Abstand maximal und die Abstoßung minimal wird.
Die Geometrie ergibt sich allein aus der Zahl der Elektronenpaare (bindend plus frei) am Zentralatom, der sterischen Zahl: zwei Paare ordnen sich linear (180 Grad), drei trigonal-planar (120 Grad), vier tetraedrisch (109,5 Grad), fünf trigonal-bipyramidal, sechs oktaedrisch (). Diese fünf Grundformen decken praktisch alle Maturamoleküle ab.

Hybridorbitale - sp, sp2, sp3

sp 180 Grad (linear) sp2 (120 Grad) sp3 (109,5 Grad)
Abb. 7sp linear (180 Grad), sp2 trigonal-planar (120 Grad), sp3 tetraedrisch (109,5 Grad).
Abb. 7 ↓
Freie Elektronenpaare zählen für die Anordnung mit, sind im fertigen Molekül aber „unsichtbar" und beanspruchen mehr Raum als bindende Paare. Sie stauchen daher die Bindungswinkel: Methan CHX4\ce{CH4}CHX4​ (4 bindende Paare) ist exakt tetraedrisch (109,5 Grad), Ammoniak NHX3\ce{NH3}NHX3​ (3 bindend, 1 frei) trigonal-pyramidal (107 Grad), Wasser HX2O\ce{H2O}HX2​O (2 bindend, 2 frei) gewinkelt (104,5 Grad).
Quantenmechanisch werden diese Geometrien durch Hybridorbitale beschrieben: Das Zentralatom mischt seine s- und p-Orbitale zu gleichwertigen Hybridorbitalen, die genau in die VSEPR-Richtungen zeigen - sp (linear), sp2sp^{2}sp2 (trigonal-planar), sp3sp^{3}sp3 (tetraedrisch, ). Die Zahl der Hybridorbitale entspricht dabei der sterischen Zahl.
Eine Doppelbindung besteht aus einer σ\sigmaσ-Bindung (Kopf-an-Kopf-Überlappung, frei drehbar) und einer π\piπ-Bindung (seitliche Überlappung zweier p-Orbitale). Die π\piπ-Bindung blockiert die Drehung um die Bindungsachse - deshalb sind an einer C=C-Doppelbindung cis/trans-Isomere möglich, die sich bei Raumtemperatur nicht ineinander umwandeln lassen.
Eine Dreifachbindung setzt sich aus einer σ\sigmaσ- und zwei π\piπ-Bindungen zusammen, wie im Ethin (Acetylen) HC≡CH\ce{HC#CH}HC≡CH. Das Zentralatom ist sp-hybridisiert, die Geometrie linear (180 Grad). Mit steigender Bindungsordnung rücken die Atome näher zusammen: Die C-C-Bindungslänge sinkt von 154 pm (Einfach) über 134 pm (Doppel) auf 120 pm (Dreifach).

Vokabeln

→ Kartei
  • sterische ZahlSumme aus Bindungspartnern und freien Elektronenpaaren am Zentralatom; Mehrfachbindungen zählen einfach.
  • ElektronenpaargeometrieRäumliche Anordnung aller Elektronenpaare am Zentralatom, die freien eingeschlossen.
  • MolekülgestaltAnordnung nur der Atomkerne; ergibt sich aus der Elektronenpaargeometrie ohne die freien Paare.
  • HybridisierungRechnerische Mischung von s- und p-Orbitalen zu gleichwertigen Bindungsorbitalen.
  • Sigma-BindungBindung durch Überlappung längs der Kernverbindungsachse; um sie ist Drehung möglich.
  • Pi-BindungBindung durch seitliche Überlappung von p-Orbitalen; sie verhindert die Drehung um die Bindungsachse.

Hybridisierung aus Sterischer Zahl

Bindungspartner+freie EP=2⇒sp;  3⇒sp2;  4⇒sp3\text{Bindungspartner+freie EP}=2\Rightarrow sp;\;3\Rightarrow sp^{2};\;4\Rightarrow sp^{3}Bindungspartner+freie EP=2⇒sp;3⇒sp2;4⇒sp3

Die sterische Zahl ist die Summe aus Bindungspartnern und freien Elektronenpaaren am Zentralatom; eine Doppel- oder Dreifachbindung zählt dabei wie ein Partner. COX2\ce{CO2}COX2​ ergibt 2 (sp, linear), BFX3\ce{BF3}BFX3​ ergibt 3 (sp2sp^{2}sp2, planar), CHX4\ce{CH4}CHX4​ und HX2O\ce{H2O}HX2​O ergeben 4 (sp3sp^{3}sp3).

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Musterbeispiel

Geometrie von Ammoniak

Bestimme die Molekülgeometrie und den Bindungswinkel im Ammoniak NHX3\ce{NH3}NHX3​.

  1. 01Valenzelektronen N

    N hat 5 VE; 3 bilden Bindungen zu H, 1 Paar bleibt frei. Insgesamt 4 Elektronenpaare am N.

  2. 02Elektronengeometrie

    Vier Paare ordnen sich tetraedrisch (sp3-Hybridisierung).

  3. 03Molekülgeometrie

    Mit nur 3 Bindungspartnern entsteht eine trigonale Pyramide.

  4. 04Bindungswinkel

    Freies E-Paar staucht: H-N-H Winkel ca. 107,3 Grad (statt 109,5).

Ergebnis: NHX3\ce{NH3}NHX3​ ist trigonal-pyramidal, sp3 hybridisiert, H-N-H Winkel ca. 107,3 Grad. Daraus folgt die Polarität und die Fähigkeit als Lewis-Base zu wirken.

Musterbeispiel

Geometrie und Formalladungen im Carbonat-Ion COX3X2−\ce{CO3^2-}COX3​X2−

Bestimme für COX3X2−\ce{CO3^2-}COX3​X2− die sterische Zahl, die Geometrie und die Hybridisierung am C und überprüfe die Formalladungen.

  1. 01Valenzelektronen

    C: 4, je O: 6, Ladung: +2 Elektronen. Gesamt: 4+3⋅6+2=24 e-=124+3\cdot 6+2=24\,\text{e-}=124+3⋅6+2=24e-=12 Paare.

  2. 02Skelett und Oktette

    C zentral, an 3 O gebunden. Eine C=O\ce{C=O}C=O-Doppelbindung, zwei C−O\ce{C-O}C−O-Einfachbindungen; die O tragen freie Elektronenpaare, jedes Oktett ist erfüllt.

  3. 03Sterische Zahl am C

    3 Bindungspartner, 0 freie Elektronenpaare am C: sterische Zahl =3⇒=3 \Rightarrow=3⇒ trigonal-planar (120 Grad), sp2sp^{2}sp2-hybridisiert.

  4. 04Formalladungen

    C: 4−0−12⋅8=04-0-\tfrac{1}{2}\cdot 8=04−0−21​⋅8=0. Doppelbindungs-O: 6−4−12⋅4=06-4-\tfrac{1}{2}\cdot 4=06−4−21​⋅4=0. Jedes Einfachbindungs-O: 6−6−12⋅2=−16-6-\tfrac{1}{2}\cdot 2=-16−6−21​⋅2=−1 (zwei davon). Summe: 0+0+2⋅(−1)=−20+0+2\cdot(-1)=-20+0+2⋅(−1)=−2 - stimmt mit der Ionenladung überein.

  5. 05Resonanz

    Die Doppelbindung ist nicht fixiert; drei gleichwertige Resonanzstrukturen ergeben eine über alle drei C-O-Bindungen delokalisierte Ladung (alle Bindungslängen gleich, ca. 129 pm).

Ergebnis: COX3X2−\ce{CO3^2-}COX3​X2− ist trigonal-planar, sp2sp^{2}sp2-hybridisiert; die Formalladungssumme −2-2−2 bestätigt die Lewis-Struktur, und die Resonanz verteilt die negative Ladung gleichmäßig auf die drei Sauerstoffatome.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte
  1. 1

    VSEPR ist im Prinzip "Soziale Distanz für Elektronenpaare" - sie wollen so weit weg wie möglich voneinander.

  2. 2

    Hybridorbitale sind eine elegante Buchhaltung: Sie sagen dir, wie viele Sigma-Bindungen das Zentralatom ausbilden kann.

    Hybridorbitale - sp, sp2, sp3

    sp 180 Grad (linear) sp2 (120 Grad) sp3 (109,5 Grad)
    Abb.sp linear (180 Grad), sp2 trigonal-planar (120 Grad), sp3 tetraedrisch (109,5 Grad).
  3. 3

    Doppelbindung gleich Sigma + Pi. Die Pi-Bindung sperrt die Drehung - dadurch cis/trans-Isomere.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank6 Punkte

Aufgabenstellung

Erkläre am Beispiel von Ethen (CX2HX4\ce{C2H4}CX2​HX4​) und Ethin (CX2HX2\ce{C2H2}CX2​HX2​) den Begriff der Hybridisierung und die geometrischen Folgen.

Maturafokus

  • Bestimme die Gestalt in zwei Schritten: erst die Elektronenpaargeometrie aus der sterischen Zahl, dann die Molekülgestalt nach Abzug der freien Paare.
  • Nutze die Standardfälle als Anker: CHX4\ce{CH4}CHX4​ tetraedrisch 109,5°, NHX3\ce{NH3}NHX3​ trigonal-pyramidal 107°, HX2O\ce{H2O}HX2​O gewinkelt 104,5°, COX2\ce{CO2}COX2​ linear 180°, BFX3\ce{BF3}BFX3​ trigonal-planar 120°.
  • Begründe die Winkelverkleinerung damit, dass freie Elektronenpaare mehr Raum beanspruchen als bindende.
  • Leite die Hybridisierung aus der sterischen Zahl ab (2 → sp, 3 → sp², 4 → sp³); eine Mehrfachbindung zählt dabei als ein Bereich.
  • Erkläre die Starrheit der Doppelbindung über die seitliche Überlappung der p-Orbitale und leite daraus die cis/trans-Isomerie ab.

Typische Fehler

  • Freie Elektronenpaare werden bei der Geometrie ignoriert. NHX3\ce{NH3}NHX3​ ist pyramidal, nicht trigonal-planar; die Elektronenpaargeometrie bleibt tetraedrisch.
  • Die Hybridisierung wird geraten. Sie folgt aus der sterischen Zahl, also aus Bindungspartnern plus freien Elektronenpaaren.
  • Die π-Bindung wird als zweite Bindung im selben Raumbereich wie die σ-Bindung gedacht. Sie entsteht seitlich, ober- und unterhalb der Bindungsachse.
  • Eine Doppelbindung wird bei der sterischen Zahl doppelt gezählt. COX2\ce{CO2}COX2​ hat die sterische Zahl 2 und ist deshalb linear.
  • VSEPR wird auf Übergangsmetallkomplexe übertragen. Dort entscheiden d-Elektronen und Ligandenfeld, nicht die Abstoßung der Valenzelektronenpaare.

§ 05

Aktive Wiederholung

Bestimme für NHX3\ce{NH3}NHX3​, CHX4\ce{CH4}CHX4​, CX2HX4\ce{C2H4}CX2​HX4​ und CX2HX2\ce{C2H2}CX2​HX2​ jeweils die Hybridisierung am Zentralatom, den Bindungswinkel und die Molekülgeometrie.

Passende Aufgaben üben52 Fragen zum Thema→

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 7.6 Molecular Structure and Polarity (OpenStax)

§ 06
§ 06

Metallbindung und Eigenschaften der Metalle#

~5 Min Lesezeit●●○StandardLPCHE-Bi-2.1

Periodensystem - Blockgliederung

s d (Übergangsmetalle) p f-Block (Lanthanoide / Actinoide) Perioden 1-7 von oben nach unten; Gruppen 1-18 von links nach rechts.
Abb. 8s-Block (Gruppen 1-2), p-Block (13-18), d-Block (3-12, Übergangsmetalle), f-Block (Lanthanoide/Actinoide).

Kernpunkte

Ein Kupferdraht leitet Strom, lässt sich hämmern und glänzt - und alle drei Eigenschaften haben dieselbe Ursache. Im Metall geben die Atome ihre Valenzelektronen an das Gitter als Ganzes ab; zurück bleiben positive Atomrümpfe in einer See frei beweglicher Elektronen. Diese Delokalisierung unterscheidet die Metallbindung von Ionen- und Atombindung, und aus ihr wird in der mündlichen Prüfung jede Metalleigenschaft abgeleitet.
Das Elektronengasmodell beschreibt den Metallkristall als regelmäßiges Gitter aus Kationen, das von den abgegebenen Valenzelektronen zusammengehalten wird. Weil diese Elektronen keinem einzelnen Atom mehr zugeordnet sind, genügt eine kleine Spannung, um sie gerichtet in Bewegung zu setzen: Metalle leiten den elektrischen Strom bereits im festen Zustand, und sie tun es durch Elektronen. Salzschmelzen und Elektrolytlösungen leiten ebenfalls, dort transportieren aber wandernde Ionen die Ladung - dieser Unterschied wird regelmäßig abgefragt. Die gute Wärmeleitfähigkeit hat dieselbe Ursache: Die beweglichen Elektronen tragen kinetische Energie rasch durch das Gitter.
Die Temperaturabhängigkeit trennt Metalle sauber von Halbleitern. Beim Metall sinkt die elektrische Leitfähigkeit mit steigender Temperatur, weil die stärker schwingenden Atomrümpfe die Elektronen häufiger streuen; beim Halbleiter steigt sie, weil erst die Wärme genügend Ladungsträger ins Leitungsband hebt. Wer diese Gegenläufigkeit nennt, zeigt, dass er das Modell verstanden hat und nicht nur die Eigenschaft auswendig weiß.
Verformbarkeit und Sprödigkeit trennen Metall- und Ionengitter am deutlichsten. Verschiebt man zwei Gitterebenen eines Metalls gegeneinander, bleiben die Atomrümpfe von Elektronen umgeben - das Elektronengas fließt mit, die Bindung reißt nicht. Metalle sind daher duktil, walzbar und zu Draht ziehbar. Im Ionengitter führt dieselbe Verschiebung dazu, dass gleichnamige Ladungen einander gegenüberstehen; die entstehende Abstoßung spaltet den Kristall. Deshalb springt Kochsalz unter dem Hammerschlag, während sich Kupfer flach schlagen lässt.
Der metallische Glanz entsteht, weil das Elektronengas Licht über einen breiten Frequenzbereich absorbiert und nahezu verzögerungsfrei wieder abstrahlt; an einer polierten Fläche wirkt das spiegelnd. Bindungsstärke und mit ihr Schmelztemperatur und Härte wachsen mit der Zahl der abgegebenen Valenzelektronen und mit sinkendem Radius der Atomrümpfe. Die Alkalimetalle geben nur ein Elektron ab und schmelzen entsprechend niedrig - Natrium bei 98 °C, Caesium bei 28 °C -, während Wolfram mit weit mehr Bindungselektronen erst bei 3422 °C schmilzt und deshalb als Glühwendel taugte.
Legierungen sind metallische Werkstoffe aus mindestens zwei Elementen, von denen eines ein Metall ist. Bei ähnlichen Atomradien entstehen Substitutionsmischkristalle, in denen Fremdatome reguläre Gitterplätze einnehmen (Messing aus Kupfer und Zink, Bronze aus Kupfer und Zinn); sind die Fremdatome deutlich kleiner, setzen sie sich als Einlagerungsmischkristall in die Lücken - so wirkt Kohlenstoff im Eisen und macht daraus Stahl. In beiden Fällen behindern die Fremdatome das Abgleiten der Gitterebenen: Der Werkstoff wird härter und fester, aber weniger duktil. Weil das Mengenverhältnis frei einstellbar ist, sind Legierungen Gemische und keine Verbindungen; eine Formel für Messing wäre fachlich falsch.
Ionische, kovalente und metallische Bindung sind Idealtypen, reale Stoffe liegen dazwischen. Das van-Arkel-Ketelaar-Dreieck ordnet sie nach mittlerer Elektronegativität und EN-Differenz an und macht die Übergänge sichtbar: Silicium und Germanium liegen zwischen kovalent und metallisch, Zinksulfid zwischen kovalent und ionisch. Für die Prüfung genügt der Zuordnungspfad über die Leitfähigkeit - leitet der Feststoff selbst, ist er metallisch; leitet er erst als Schmelze, ist er ionisch; leitet er gar nicht und schmilzt niedrig, ist er ein Molekülstoff.

Vokabeln

→ Kartei
  • ElektronengasmodellModell der Metallbindung: positive Atomrümpfe in einer See delokalisierter Valenzelektronen.
  • AtomrumpfMetallatom ohne seine abgegebenen Valenzelektronen; im Gitter ein Kation.
  • DelokalisierungVerteilung von Elektronen über mehr als zwei Atome - im Metall über den gesamten Kristall.
  • DuktilitätVerformbarkeit ohne Bruch; beim Metall Folge der gegeneinander verschiebbaren Gitterebenen.
  • LegierungMetallischer Werkstoff aus mindestens zwei Elementen, ohne feste Stöchiometrie.
  • MischkristallKristall, in dem Fremdatome Gitterplätze einnehmen (Substitution) oder Lücken füllen (Einlagerung).

EN-Differenz und Bindungstyp

Δχ≈0  (Metall-Metall)  ⇒  metallische Bindung\Delta\chi \approx 0 \;\text{(Metall-Metall)} \;\Rightarrow\; \text{metallische Bindung}Δχ≈0(Metall-Metall)⇒metallische Bindung

Δχ\Delta\chiΔχ ist die Elektronegativitätsdifferenz der Bindungspartner. Verschwindet sie und sind beide Partner elektropositiv, werden die Valenzelektronen an das gesamte Gitter abgegeben; ist sie klein bei elektronegativen Partnern, entsteht dagegen eine unpolare Atombindung.

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Musterbeispiel

Eigenschaften aus der Bindungsart ableiten

Untersuche, welche Bindungsart bei (a) Eisen, (b) Diamant und (c) Natriumchlorid vorliegt, und leite jeweils eine charakteristische Eigenschaft ab.

  1. 01Bindungstyp bestimmen

    Eisen: Metall-Metall, metallische Bindung. Diamant: C-C, reine kovalente Atombindung (Atomgitter). Natriumchlorid: Metall + Nichtmetall mit großer EN-Differenz, Ionenbindung.

  2. 02Eigenschaft zuordnen

    Eisen leitet Strom (delokalisierte Elektronen). Diamant ist extrem hart und Nichtleiter (festes Netzwerk lokalisierter Bindungen). NaCl\ce{NaCl}NaCl ist spröde und leitet nur geschmolzen/gelöst (bewegliche Ionen).

  3. 03Begründung verknüpfen

    Jede Eigenschaft folgt direkt aus dem Bindungsmodell: Beweglichkeit der Ladungsträger bzw. Festigkeit des Bindungsnetzes.

Ergebnis: Metallisch (Fe, leitfähig/duktil), kovalentes Atomgitter (Diamant, hart/isolierend), ionisch (NaCl\ce{NaCl}NaCl, spröde, Schmelzleitfähigkeit). Querverweis: Thema "Redox und Elektrochemie" nutzt die Metallbindung bei Elektroden.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Begründe mit dem Elektronengasmodell, warum Bronze (eine Kupfer-Zinn-Legierung) härter ist als reines Kupfer, und nenne eine Eigenschaft, die dabei abnimmt.

Maturafokus

  • Erkläre Leitfähigkeit, Verformbarkeit und Glanz konsequent aus dem Elektronengasmodell - eine Eigenschaftsliste ohne Modellbezug bleibt unbewertet.
  • Vergleiche Metall- und Ionengitter an der Verformung und begründe den Unterschied über die Beweglichkeit der Bindungselektronen.
  • Beurteile, warum Legierungen als Werkstoffe reinen Metallen oft überlegen sind, und nenne den Mechanismus - behinderte Gleitebenen.
  • Ordne einen unbekannten Feststoff über den Leitfähigkeitstest zu: fest leitend metallisch, erst als Schmelze leitend ionisch, nicht leitend und niedrig schmelzend molekular.
  • Unterscheide Elektronenleitung im Metall von Ionenleitung in Schmelze und Lösung und benenne die Ladungsträger ausdrücklich.

Typische Fehler

  • Die Metallbindung wird als kovalente Bindung zwischen Nachbarn gedeutet. Entscheidend ist die Delokalisierung über das gesamte Gitter, nicht ein lokalisiertes Elektronenpaar.
  • Elektronenleitung und Ionenleitung werden nicht getrennt. Kupfer leitet durch Elektronen, eine Kochsalzlösung durch wandernde NaX+\ce{Na+}NaX+- und ClX−\ce{Cl-}ClX−-Ionen.
  • Die Verformbarkeit wird behauptet, aber nicht begründet: Die Atomrümpfe verschieben sich, das Elektronengas bleibt erhalten, die Bindung reißt nicht.
  • Legierung und Verbindung werden gleichgesetzt. Eine Legierung hat kein festes Stoffmengenverhältnis; Messing wird über den Zinkanteil eingestellt, nicht über eine Formel.
  • Die Temperaturabhängigkeit wird verallgemeinert. Beim Metall sinkt die Leitfähigkeit mit steigender Temperatur, beim Halbleiter steigt sie.

§ 06

Aktive Wiederholung

Erkläre mithilfe des Elektronengasmodells, warum Kupfer den elektrischen Strom leitet und sich zu Draht ziehen lässt, während Kochsalz zwar in Lösung leitet, aber als Feststoff spröde ist.

Passende Aufgaben üben52 Fragen zum Thema→

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: Mortimer, Chemie - das Basiswissen, Kap. Metallbindung (Thieme)

Stand 06/2026 · Vollständige Fassung über den Tiefenregler — gleiche Stelle, gleiche Anker

Inhalt

Abschnitt -- / 06

    • 01Bindungstypen im Überblick - EN-Differenz als Schlüssel○
    • 02Ionenbindung und Ionengitter◐
    • 03Kovalente Bindung, Lewis-Strukturen, Polarität◐
    • 04Zwischenmolekulare Wechselwirkungen◐
    • 05VSEPR-Modell und Hybridisierung●
    • 06Metallbindung und Eigenschaften der Metalle◐

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Chemische Bindung (CHE-Bi)

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Beispielfrage

Vergleiche Eigenschaften und Bindungstyp von Kochsalz und Kupfer. Welche makroskopischen Eigenschaften gehen auf welches Bindungsmodell zurück?

4 BE · 2023

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Belege & Quellen

Quellen

Thieme

  • Mortimer, Chemische Bindung - Lehrbuch

OpenStax

  • OpenStax Chemistry 2e, Kap. 7 Ionic Bonds

IUPAC

  • IUPAC Recommendations - Nomenclature of Inorganic Chemistry

Siehe auch

  • Atombau und Periodensystem (CHE-At)Elektronenkonfiguration und Elektronegativität sind die Voraussetzung jeder Bindungsbetrachtung.
  • Organische Chemie I: Kohlenwasserstoffe und Nomenklatur (CHE-Org)Hybridisierung und π-Bindung aus diesem Thema tragen dort Geometrie, Aromatizität und cis/trans-Isomerie.
  • Anorganische Chemie und industrielle Prozesse (CHE-An)Wasserstoffbrücken erklären dort sämtliche Anomalien des Wassers.

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