Beim Nitromethan unten sieht man beide
Extremzustände. Diese nennt man Grenzstrukturen.
Der Realzustand liegt in der Mitte (Überlagerung der
beiden Zustände). Die Fähigkeit der Elektronen, sich
über mehrere Atome zu verteilen, wobei Grenzstrukturen existieren,
nennt man Delokalisierung. Der Zustand wird Mesomerie
oder Resonanz genannt.


Solche Mesomerie findet man bei
organischen Stoffen mit abwechselnden Doppelbindungen wie Benzol
oder Farbstoffen.
Koordinative
Bindung
(= Komplexbindung)
Die Koordinative Bindung wird auch als
spezielle kovalente Bindung bezeichnet. Sie entsteht durch
Besetzung ungefüllter Zentralatom- Orbitale mit Elektronenpaaren
der Liganden. Die räumliche Anordnung wird durch den Hybridisierungstyp
des Zentralatoms bestimmt. Es wird Edelgaskonfiguration angestrebt.
Dabei entstehen sogenannte Komplexe.
z.B. [Cr(NH3)6]3+
= Hexaaminchrom(III)-Komplex (gelb)

Ein Komplex ist eine Verbindung
mit mindestens einer koordinativen Bindung. Bei einer koordinativen
Bindung kommen die Bindungselektronen von einem Bindungspartner.
In der Regel liefern die Liganden die benötigten Elektronen.
Ein Komplex ist aus einem Zentralteilchen (Atom oder Ion)
sowie einem oder mehreren Liganden (neutral oder ionisch)
aufgebaut. Die Anzahl der gebundenen Liganden wird durch die
Koordinationszahl wiedergegeben.
Grundsätzlich gibt es alle Koordinationszahlen
(KZ), allerdings gibt es einige besonders
häufige Koordinationszahlen (KZ):
- KZ 2: linear z.B. Silberverbindungen
wie [Ag(NH3)2] +
- KZ 4: tetraedrisch, z.B. Kupferverbindungen
wie [Cu(NH3)4]2+
planar, vor allem bei d8-Metallen wie Ni 2+
- KZ 6: oktaedrisch, z.B.
Eisen- und Aluminiumverbindungen
Viele Metallionen (normalerweise der Nebengruppen)
bilden Komplexionen mit einer großen Anzahl Anionen
und Molekülen. Diese werde in ähnlicher Weise gebildet
als die anderen Moleküle: z.B.
Fe+3(aq) + 6CN-(aq) -> Fe(CN)63-(aq)
und
Cu+2(aq) + 4NH3(aq) -> Cu(NH3)42+(aq)
Die Benennung ist wie folgt:
- Kationen werden vor Anionen genannt
- Innerhalb des Komplexes werden die Liganden
in alphabetischer Reihenfolge genannt z.B. Tetraaminchlorokobalt(II)-Komplex.
H2O als Ligand wird aqua genannt,
NH3 wird als amin bezeichnet.
- Das gesamte Ion wird in eckige Klammern gesetzt.
Viele Metallionen existieren als Wasserkomplexe
in wässriger Lösung. Zum Beispiel Cu2+ kommt
in Wasser nicht als alleiniges Ion vor sondern als [Cu(H2O)6]2+
Ion. (HexaaquaKupfer (II)-Komplex)
Solche Komplexe besitzen jeweils ein typisches
Lichtabsorptions- und Emissionsverhalten wie rechts an den beiden
Cu2+-Lösungen zu sehen ist.
Metallbindung
Die Metallbindung soll hier nur kurz erwähnt
werden. Metalle als Elemente, die wenige Außenelektronen
haben, verbinden sich durch die Metallbindung untereinander.
Solche Metallatome wie Na, Al, Mg usw. besitzen eine niedrige
Elektronegativität mit wenigen Valenzelektronen, deshalb
gibt es viele Varianten bezüglich der Außenschale.
Wenn sich die Atomorbitale der Metallatome überlappen,
können die Elektronen in die Orbitale der benachbarten Atome
eindringen. In diesem dichten Atomgitter sind die Metallatomrümpfe
von mehreren Elektronen umgeben, die frei beweglich sind (= delokalisierte
Elektronen = "Elektronengas"). Dies erzeugt Anziehungskräfte,
die die Metallatome im Metallgitter zusammenhalten.
Typische Metallgitter sind:
das FCC-Gitter bei Al, Ca, Ni, Cu, Sr, Rh, Pd, Ag, Ir,
Pt, Au, Pb, Ce, Yt
das BCC-Gitter bei Na, K, V, Cr, Fe, Rb, Nb, Mo, Cs, Ba,
Eu, Ta, W
und das HCP-Gitter bei Be, Mg, Ti, Co,
Zn, Y, Zr, Tc, Ru, Cd, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Lu, Hf, Re, Os,
Th.
FCC-Gitter (z.B. Al)
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BCC-Gitter (z.B. Na)
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HCP-Gitter (z.B. Mg)
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Metalle leiten ja bekanntlich
den Strom, die Wärme und lassen sich leicht verformen. Die
Wärmeleitfähigkeit ergibt sich aus der dichten
Packung, die Stromleitfähigkeit wegen der beweglichen
Elektronen und die Verformbarkeit durch die Verschiebung
der Gitterschichten.
Zusammenfassung Bindungen
In der Chemie unterscheidet man prinzipiell 3
Möglichkeiten sich zu verbinden: