Bindigkeit

Dieser Artikel bezieht sich auf das Konzept der Bindigkeit bei Atombindungen; für eine Zusammensetzung von Baugrund siehe Bindiger Boden.

Die Bindigkeit (auch Bindungswertigkeit) benennt die Anzahl der Atombindungen, die ein Atom eines chemischen Elements innerhalb eines Moleküls eingeht. In der Lewis- oder Strukturformel drückt man sie durch die Anzahl der Valenzstriche, ausgehend von einem Atom, aus.^[1]

So sind zum Beispiel die beiden Kohlenstoffatome (C) im Ethan (C₂H₆) vierbindig, da sie vier Bindungen besitzen. Die Wasserstoffatome (H) sind mit ihrer einen Bindung also einbindig. Im Ammoniak (NH₃) ist das Stickstoffatom (N) dreibindig und die Wasserstoffatome wieder einbindig. Im Formaldehyd (CH₂O) kommt eine Doppelbindung vor: hier ist der Kohlenstoff wieder vierbindig, beide Wasserstoffatome einbindig und der Sauerstoff (O) zweibindig.

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.

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  Ethan

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  Ammoniak

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  Formaldehyd

Die Bindigkeit wird hauptsächlich durch die Anzahl der einfach besetzten Atomorbitale (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 (1s¹), weshalb er einbindig ist. Beim Stickstoff sind drei einfachbesetzte p-Orbitale (1s², 2s², 2p³) dafür verantwortlich, dass er dreibindig ist.

Ammonium-Ion

Allerdings muss hier berücksichtigt werden, dass es auch Elemente gibt, die durch Hybridisierung vor der Bindung in einen energetisch höheren Zustand angeregt werden, 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 (1s², 2s², 2p²) zweibindig wäre. Allerdings wird der Kohlenstoff vor der Bindung zu dem Valenzzustand (1s², 2sp³) angeregt, in dem 4 einfachbesetzte sp³-Orbitale vorliegen, so dass er vier Bindungen eingehen kann, also vierbindig ist.

Eine weitere Ausnahme stellen Atome mit 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 Ammoniumion (NH₄⁺) an vier Wasserstoffe bindet, da er mit seinem freien Elektronenpaar eine vierte Bindung eingegangen ist, somit also vierbindig ist.

Einzelnachweise