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<p><b>Neue Seite</b></p><div>{{Dieser Artikel|bezieht sich auf das Konzept der Bindigkeit bei Atombindungen; für eine Zusammensetzung von Baugrund siehe [[Bindiger Boden]].}}<br />
Die '''Bindigkeit''' (auch ''Bindungs[[Wertigkeit (Chemie)|wertigkeit]], Kovalenz'') benennt die Anzahl der [[Atombindung|Atombindungen]], die ein [[Atom]] eines [[Chemisches Element|chemischen Elements]] innerhalb eines [[Molekül]]s eingeht. In der [[Lewisschreibweise|Lewis-]] oder [[Strukturformel]] drückt man sie durch die Anzahl der Valenzstriche, ausgehend von einem Atom, aus.<ref>{{Gold Book|bond number|B00705|Version=2.3}}</ref><br />
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So sind zum Beispiel die beiden [[Kohlenstoff|Kohlenstoffatome]] (C) im [[Ethan]] (C<sub>2</sub>H<sub>6</sub>) vierbindig, da sie vier Bindungen besitzen. Die [[Wasserstoff|Wasserstoffatome]] (H) sind mit ihrer einen Bindung also einbindig. Im [[Ammoniak]] (NH<sub>3</sub>) ist das [[Stickstoff|Stickstoffatom]] (N) dreibindig und die Wasserstoffatome wieder einbindig. Im [[Formaldehyd]] (CH<sub>2</sub>O) kommt eine [[Doppelbindung]] vor: hier ist der Kohlenstoff wieder vierbindig, beide Wasserstoffatome einbindig und der Sauerstoff (O) zweibindig.[[Datei:Csp3.svg|miniatur|hochkant=1.5|Dieses Schema soll den Kohlenstoff im elementaren (C) und im hybridisierten Zustand (C*) darstellen. Man sieht, dass sich im hybridisierten Zustand alle vier Elektronen (Pfeil) je alleine in einem Orbital (Strich) befinden, wohingegen im elementaren Zustand ([[Grundzustand]]) in einem Orbital ein Elektronenpaar ist und nur zwei Elektronen ungepaart sind.]]<br />
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Datei:Ethan Keilstrich.svg|Ethan<br />
Datei:Ammoniak.svg|Ammoniak<br />
Datei:Structural formula of formaldehyde.svg|Formaldehyd<br />
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Die Bindigkeit wird hauptsächlich durch die Anzahl der einfach besetzten [[Atomorbital]]e (AO) bestimmt. ''Ein einfach besetztes Orbital ist ein Orbital, in dem sich nur ein [[Elektron]] befindet.'' So besitzt der Wasserstoff ein einfach besetztes s-Orbital (1s<sup>1</sup>), weshalb er einbindig ist. Beim Stickstoff sind die drei einfachbesetzten p-Orbitale der zweiten Schale (2p<sup>3</sup> in der Konfiguration 1s<sup>2</sup>, 2s<sup>2</sup>, 2p<sup>3</sup>) dafür verantwortlich, dass er dreibindig ist.<br />
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[[Datei:Ammonium.svg|hochkant=0.5|miniatur|Ammonium-Ion]]<br />
Allerdings muss hier berücksichtigt werden, dass es auch [[Chemisches Element|Elemente]] gibt, die durch [[Hybridorbital|Hybridisierung]] mehr Bindungen zur Verfügung stellen, so dass hier die Zahl der einfach besetzten Hybridorbitale zählt. Ein Beispiel dafür ist der Kohlenstoff, der im Grundzustand aufgrund seiner zwei einfach besetzten p-Orbitale (1s<sup>2</sup>, 2s<sup>2</sup>, 2p<sup>2</sup>) zweibindig wäre. Allerdings wird der Kohlenstoff vor der Bindung zu dem Valenzzustand (1s<sup>2</sup>, 2sp<sup>3</sup>) angeregt, in dem 4 einfachbesetzte sp<sup>3</sup>-Orbitale vorliegen, so dass er vier Bindungen eingehen kann, also vierbindig ist.<br />
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Eine weitere Ausnahme stellen Atome mit [[Einsames Elektronenpaar|freien Elektronenpaaren]] dar. Hier können diese freien Elektronenpaare für eine Bindung eingesetzt werden ([[Koordinative Bindung]]), indem die beiden Elektronen des Elektronenpaars in die Bindung mit eingebracht werden. Ein Beispiel ist hier der Stickstoff der im [[Ammoniumhydroxid|Ammoniumion]] (NH<sub>4</sub><sup>+</sup>) an vier Wasserstoffe bindet, da er mit seinem freien Elektronenpaar eine vierte Bindung eingegangen ist, somit also vierbindig ist.<br />
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== Einzelnachweise ==<br />
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[[Kategorie:Chemische Bindung]]</div>77.64.252.85