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Damit wissen Sie im Grunde schon fast alles, was man über die Verknüpfung von Hauptgruppenelementen braucht. Es sind, wie gesagt, erstaunlich einfache Regeln und wir wollen es jetzt mal weiter durchexerzieren mit anderen Atomen. Beim Wasserstoff wissen Sie ja bereits einen Außenelektron. Es möchte e...

Damit wissen Sie im Grunde schon fast alles, was man über die Verknüpfung von Hauptgruppenelementen braucht. Es sind, wie gesagt, erstaunlich einfache Regeln und wir wollen es jetzt mal weiter durchexerzieren mit anderen Atomen. Beim Wasserstoff wissen Sie ja bereits einen Außenelektron. Es möchte ein zweites haben zur Sättigung dieser Schale. Das heißt, Wasserstoff bildet immer eine einzige Bindung zu einem anderen Atom aus, egal was das für ein anderes Atom ist. Ich habe jetzt mal dieses andere Atom ausgetauscht gegen Kohlenstoff und da schauen wir mal im Periodensystem der Elemente nach, wie viele Außenelektronen Kohlenstoff hat. Das können Sie ganz leicht ablesen, wie ich das schon erklärt habe, an der Nummer, die über der Hauptgruppe steht, nämlich vier. Das heißt, Kohlenstoff besitzt vier Außenelektronen und die sind hier wiederum als einzelne Punkte gekennzeichnet. Eben hatte ich erklärt, Wasserstoff bindet immer eine einzige Bindung aus, weil dann ist die Schale voll. Es gibt keine Möglichkeit mehr für weitere Bindungen und das passiert auch mit dem Kohlenstoffatom. Und hier ist wieder die Teilung der einzelnen Elektronen. Ein Elektron, was vom Wasserstoff benötigt wird, wird von Kohlenstoff bereitgestellt. Drei andere bleiben ungepaart und das ist die neue Bindung. Das ist jetzt also ein günstiger Zustand, energetisch günstiger Zustand für den Wasserstoff, für den Kohlenstoff allerdings nicht. Denn für jedes einzelne Atom in einem Molekül ist es wichtig, dass alle Elektronen gepaart sind und dass die Schale gesättigt ist. Es sind also drei ungepaarte Elektronen und daraus können sie direkt voraussagen, wie viele weitere Bindungspartner Kohlenstoff, sagen wir mal, wenn das Wasserstoff ist, Kohlenstoff haben müsste. Und wenn es sich also um Wasserstoff handelt, dann würden sie drei weitere Wasserstoffatome brauchen, um ein gesättigtes, mit Elektronen gesättigtes Kohlenstoffatom zu erzeugen. Jedes Wasserstoffatom steuert einen Elektron bei und wenn sie drei zusätzliche Elektronen haben und danach zählen, wie viele Elektronen sie insgesamt haben für Kohlenstoff, kommen sie auf acht. Und sie wissen, dass für die zweite und dritte Periode die Regel gilt, dass eine Sättigung mit acht Elektronen erreicht ist, eine Edelgas-Konfiguration. Also mit Ausnahme der oberen Atome, Wasserstoff und Helium, wo man eine Sättigung mit zwei Elektronen hat, benötigen sie für die schweren Elemente acht Elektronen in den Hauptgruppen. Jetzt haben sie also vorausgesagt, wie die Struktur des Methan-Moleküls aussehen müsste. CH4, das ist Methan und man kann perfekt voraussagen, wie viele Kohlenstoffe und wie viele Wasserstoffatome zusammengesetzt werden müssten. Hier ist eine andere Schreibweise wiederum für Methan oder zwei andere. Hier sind die Bindungen nicht als Einzel-Elektronen dargestellt, sondern wie man das üblicherweise sieht in Büchern oder Veröffentlichungen. Und das ist die Komplettabkürzung CH4 für Methan. Das Fazit aus den bisherigen Überlegungen ist, dass Wasserstoff zum einen eine einzige Bindung zu jedem x-beliebigen anderen Atom ausbildet. Das ist immer eine Bindung. Für Kohlenstoff gilt die Regel, dass es vier Bindungen sind. Das hängt also davon ab, dass vier Außenelektronen in der Hülle vorhanden sind. Und jetzt wollen wir uns mal anschauen, wie sich die Situation für Stickstoff verhält. Und da werden Sie sehen, dass es wieder ganz analog verläuft und komplett voraussagbar ist. Hier ist also Wasserstoff mit dem ungepaarten Elektronen. Und Sie wissen, eine Bindung ist hier maximal möglich und dazu wird ein Elektron von Stickstoff benötigt. Und hier ist die neue Bindung, gepaarte Elektronen. Damit ist die Situation für Wasserstoff abgeklärt. Stickstoff hat aber, wenn man das mal hier nachzählt, nur sechs Elektronen jetzt zur Verfügung. Es braucht aber zwei weitere Elektronen, um die komplett abgesättigte Elektronenhülle zu besitzen, die Edelgaskonfiguration. Das heißt, wir benötigen noch zwei zusätzliche Elektronen. Und wenn wir annehmen, dass die Bindungspartner auch wiederum Wasserstoff sind, dann können wir wiederum komplett logisch voraussagen, wie viele Wasserstoffatome benötigt werden. Nämlich zwei Wasserstoffatome, die jeweils einen Elektron bereitstellen. Das heißt, so sieht die Gesamtsituation aus für ein Molekül aus Stickstoff und Wasserstoff. Hierbei handelt es sich um Ammoniak NH3. Und die neue Situation, die wir haben, das galt für die bisherigen Atomkonfiguration nicht, dass wir hier nicht gebundene Elektronen haben. Und das ist ein Paar von Elektronen und das bezeichnet man als freies Elektronenpaar. Und die vereinfachte Darstellungsweise, die man dann sieht für Bindungen und freie Elektronenpaare, das sieht man hier dargestellt. Also freie Elektronenpaare werden als ein solcher Strich an einem Atom visualisiert. Also die Regel, die man hier wiederum ableiten kann für Stickstoff, ist, dass Stickstoff drei Bindungen ausbilden kann zu Bindungspartnern. Wasserstoff eine Bindung, Kohlenstoff vier Bindungen, Stickstoff drei Bindungen. Und hier sehen Sie, dass das Maximum an Bindungsmöglichkeiten für Kohlenstoff existiert und daraus ergibt sich die extrem große kombinatorische Vielfalt für Biomoleküle mit Strukturen auf Basis von Kohlenstoff. Und das begründet die zentrale, elementare Rolle von Kohlenstoff im Aufbau des Lebens. Das Ganze wollen wir auch nochmal durchspielen für Sauerstoff. Wahrscheinlich können Sie das alles schon selber. Sie müssen nämlich nur ablesen, wo wiederum Sauerstoff im Periodensystem steht und das sagt Ihnen, wie viele Außenelektronen Sauerstoff besitzt und wie viel es noch benötigt, um auf die volle Schale zu kommen. Und Sie sehen hier, dass das sechs Außenelektronen sind, die sind hier dargestellt und es werden also noch zwei benötigt, um zur Edelgaskonfiguration, also zur Achterschale zu kommen. Das heißt also, Sie brauchen noch zwei weitere Elektronen, die von Bindungspartnern kommen und wenn Sie Wasserstoff als Bindungspartner haben, dann wird jeweils ein einziges Elektron beigefügt zur Elektronenschale von Sauerstoff. Wasserstoff ist zufrieden, in dieser Situation ist aber Sauerstoff noch nicht zufrieden, denn empfiehlt ein weiteres Elektron und insgesamt brauchen Sie also zwei Wasserstoffatome, die an Sauerstoff binden, damit dann insgesamt energetisch günstiger Zustand für alle Atome herbeigeführt wird. Und die Konsequenz, die sich aus zwei Bindungspartnern für Sauerstoff ergibt, ist, dass Sie hier zwei Elektronenpaare, zwei freie Elektronenpaare haben und die vereinfachte Darstellungsweise für Wasser, wie Sie das immer wieder sehen werden oder auch ohne diese Kreise hier bevorzugt, ist hier die freien Elektronenpaare am Sauerstoff angeordnet und das sind dann die regulären kovalenten Windungen zwischen Sauerstoff und Wasserstoff und H2O ist die Summeformel dann natürlich. Also die Regel für Sauerstoff ist, Sauerstoff bildet zwei Bindungen zu anderen Bindungspartnern aus. Willkommen zurück zum zweiten Teil der Vorlesung. Nachdem Sie im letzten Teil gelernt haben, wie man Atome zu Molekülen zusammensetzt, geht es nun darum, anhand eines einfachen Modells zu verstehen, wie man die dreidimensionale Gestalt von Molekülen voraussagen kann. Sie hatten bis jetzt Moleküle eher in dieser Art aufgemalt gesehen. Tatsächlich ist es aber so, dass die meisten Moleküle eine dreidimensionale Gestalt im Raum haben. Und das schauen wir uns jetzt erstmal für das Methan an, wie man eine solche 3D-Form von Molekülen voraussagen kann. Sie haben hier im Methan einen Zentralatom, nämlich den Kohlenstoff plus vier Bindungspartner und die Verknüpfung zu den Bindungspartnern bestehen aus Elektronen. Elektronen sind negativ geladen und nach dem Modell, um die 3D-Struktur zu ermitteln, stellt man sich vor, dass diese negativen Ladungen sich gleichmäßig abstoßen und die Struktur, die sich aus dieser Abstoßung ergibt, das ist dann die dreidimensionale Struktur des Moleküls. Stellen Sie sich also vereinfacht vor, dass es sich hier bei diesen Bindungspartnern so etwas wie Omaneten handelt, die sich gleich förmig abstoßen. Dann wäre das dreidimensionale Gebilde, was daraus entsteht, ein sogenannter Tetraeder. Das wäre in der Geometrie die Form eines Tetraeders. Das ist eine Pyramide aus vier Dreiecken zusammengesetzt und das Methan würde dann mit dem Kohlenstoff genau im Zentrum dieser Pyramide sitzen und die vier Wasserstoffatome würden in die Ecken zeigen. Und hier ist eine andere Darstellungsmöglichkeit für so ein Molekül. Da bedeutet dann ein Keil in dieser Darstellung, dass diese Bindung oder dieses Atom auf sie zuweist und eine gestrichelte Linie bedeutet, dass dieser Wasserstoff hinter der Projektionsebene liegt. Wir können eine solche Voraussage auch für andere Moleküle mal versuchen, nämlich für Ammoniak. Hier ist es genau das gleiche Prinzip. Ammoniak hat aber noch ein zusätzliches Elektronenpaar und das wird bei diesen Überlegungen einbezogen. Ein Elektronenpaar würde dann diesen Raum ungefähr einnehmen in einem Molekül und würde an der Abschlußung auch teilnehmen. Wir behandeln also dieses Elektronenpaar genauso wie alle anderen Bindungselektronen. Dann hätte man wieder eine Tetraederform. Nur in eine Ecke ragt dann dieses freie Elektronenpaar und diese Wasserstoffatome nehmen dann die anderen Ecken ein. Die Gesamtgestalt für Ammoniak ist also, wenn man dieses Elektronenpaar wieder weglässt, eine solche Pyramide. Anschließend beim Wasser haben wir genau das gleiche Prinzip, nur zwei Elektronenpaare, also wieder eine Tetraeder Gestalt, wobei aber zwei Ecken von Elektronenpaaren besetzt werden und was dann übrig bleibt, wenn man diese Elektronenpaare weglässt in der Darstellung, wäre dann solch eine gewinkelte Struktur für Wasser. Jetzt möchte ich nochmal auf einen Aspekt der chemischen Bindung zurückkommen, den wir noch nicht besprochen haben. Und das ist die Tatsache, dass es nicht nur Einfachbindungen in einem Molekül gibt, sondern auch Doppelt- oder Dreifachbindungen. Und zwei solcher Doppelbindungen sehen Sie hier im Natriumglutamat Molekül. Wir wollen uns jetzt erstmal einen Bereich des Natriumglutamats anschauen, zerlegt in die einzelnen Atome. Das ist dieser Bereich hier. Und hier sind die einzelnen Atome wieder gezeigt mit ihren Bindungselektronen. Und wir können also nach den bekannten Regeln über Einfachbindungen erstmal einen Teil dieses Glutamat Moleküls zusammensetzen. Das wäre also hier Sauerstoff über jeweils zwei Bindungen zu den Bindungspartnern zu Wasserstoff und Kohlenstoff. Hier ist die Kohlenstoff-Kohlenstoffbindung, die neu entsteht. Hier wäre also der Rest des Glutamat Moleküls, die man sich dazu denken müsste. Damit wäre also dieser Teil des Moleküls abgedeckt. Und was jetzt interessant ist, ist die verbleibende Region. Hier hat man also zwei Elektronen für Kohlenstoff, hier nochmal zwei Elektronen für Kohlenstoff, plus zwei weitere Elektronen, die der Kohlenstoff besitzt. Das heißt, hier hat der Kohlenstoff erst mal nur sechs Elektronen. Er benötigt also zwei weitere Elektronen. Beim Sauerstoff hat man genau dasselbe vorliegen. Hier hat man also sechs Elektronen und zur vollständigen Auffüllung der Schale bräuchte der Sauerstoff zwei weitere Elektronen. Diese Situation, dass beide Partner zwei Elektronen benötigen, kann dadurch gelöst werden, dass zwei chemische Bindungen entstehen. Das wäre also diese neue Doppelbindung. Hier hinter verbergen sich vier Elektronen insgesamt und damit enthält jeder Bindungspartner seine volle Elektronenbesetzung. Wie verhält es sich mit Dreifachbindungen? Die sind in standardorganischen Molekülen in der Zelle selten, aber wir haben Dreifachbindungen in einer großen Anzahl von anderen Molekülen und ein sehr weit verbreitetes in der Atmosphäre ist der molekulare Stickstoff N2. Hier verbinden sich also zwei Stickstoffatome zu einem Molekül hier unten und da sehen sie die Dreifachbindungen. Und diese beiden Atome werden nach ganz ähnlichen Regeln zusammengesetzt wie hier. Man beachtet also wie viele zusätzliche Elektronen jedes Atom braucht, um eine vollbesetzte Schale zu erhalten. Hier haben wir fünf Elektronen jeweils, es fehlen also noch drei Elektronen für eine abgesättigte Schale und diese drei Elektronen kommen vom Nachbar-Stickstoffatom. Wir haben also hier dann eine Paarungsmöglichkeit für jeweils zwei Elektronen und das ganze Dreifach und daraus entstehen diese drei neuen Bindungen. Und wenn Sie jetzt das ganze hier nachzählen für jeden Stickstoff, haben wir eine komplette Edelgas- konfiguration für jedes Stickstoffatom. So, damit haben Sie verschiedene Aspekte der chemischen Bindung kennengelernt und was ich am Ende nochmal betonen möchte hier ist die enorme Verknüpfungsvielfalt für Kohlenstoff. Kohlenstoff besitzt vier verschiedene Valenzen. Valenzen ist ein anderes Wort für Bindungsoptionen und Sie können diese vier Valenzen in unbegrenzter Möglichkeit mit vielen verschiedenen anderen Atomen und insbesondere Kohlenstoff zusammensetzen und daraus resultiert die enorme molekulare Vielfalt in der Biologie, die durch Kohlenstoffatomen erreicht werden kann. Jetzt wollen wir einmal die Regeln, die Sie gelernt haben, bezüglich des Zusammenbaus von Atomen zu Molekülen anwenden auf eine Beispielaufgabe, wie sie in der Prüfung vorkommen könnte. Und diese Aufgabe heißt, verbinden Sie die Atome von CO2 korrekt, um ein CO2-Molekül zu erhalten. Wie geht man davor? Sie nehmen zunächst die einzelnen Atome als Bindungspartner, überlegen sich, was die Bindungselektronen sind. 4, 6, 6 für Kohlenstoff und Sauerstoff. Das entnehmen Sie aus dem Periodensystem und dann versuchen Sie die Atome so anzuordnen, dass jedes Atom eine Achterkonfiguration erhält. Und wenn Sie damit ein bisschen rumspielen, dann werden Sie irgendwann hoffentlich zu solch einer Situation kommen, wo Kohlenstoff im Zentrum liegt, Sauerstoff liegt außen. Und dann haben Sie hier zwei Elektronen, die jeder Sauerstoff brauchen würde, um auf acht zu kommen. Und Kohlenstoff würde vier neue Elektronen brauchen. Und dieses Problem können Sie so lösen, indem Sie jeweils Doppelbindungen von Kohlenstoff zu Sauerstoff erzeugen. Und das wäre dann das Molekül für Kohlendioxid mit jeweils zwei Doppelbindungen. Und was Sie nur noch machen können, ist die Molekülform, die Geometrie des Moleküls, vorauszusagen. Und da haben wir zwei Bindungspartner für Kohlenstoff, keine freien Elektronenpaare. Wenn wir jetzt nun vorstellen würden, dass diese beiden Bindungspartner sich maximal voneinander abstoßen würden, dann hätten Sie exakt eine solche lineare Geometrie. Und das ist tatsächlich auch die Geometrie, wie man sie bei Kohlendioxid vorfindet. Und diese Geometrie hat ganz besondere Konsequenzen auch für das Verhalten von Kohlendioxid. Und das werden wir uns gleich anschauen. Sie hatten gesehen, dass die Aggregatzustände von Wasser und Kohlendioxid essenziell wichtig sind für das Leben auf der Erde. Das Leben ist entstanden in flüssiges Wasser. Flüssiges Wasser ist essenziell für alles Leben. Und Kohlendioxid, gasförmiges Kohlendioxid ebenfalls. Und jetzt schauen wir uns mal diese beiden Moleküle im Vergleich an und da sehen Sie, dass, wie wir das schon gesprochen haben, dass der wesentliche Unterschied die Molekülform ist. Also Kohlendioxid ist linear, Wasser ist gewinkelt. Hier sind wiederum andere Darstellungsweisen für solche Moleküle. Und jetzt wäre es ja intuitiv vielleicht zu vermuten, dass die schwereren Moleküle, schwerere Substanzen mit höherem Molekulargewicht, dass die eher die Tendenz haben, feste oder flüssige Aggregatzustände einzunehmen. Hier ist es aber genau umgekehrt, denn Kohlendioxid hat eine größere Masse. Als Wasser und trotzdem ist Kohlendioxid gasförmig im Gegensatz zu Wasser, das flüssig ist. Wie kommt das nun? Warum hat die Molekülform offenbar solche enormen Konsequenzen für den Aggregatzustand von Wasser und Kohlendioxid? Dafür gibt es eine wichtige Erklärung und die Erklärung liegt in der sogenannten Elektronegativität. Vielen Dank für's Zuschauen. Bei der elektronischen Aktivität stellt man sich vor, dass Atome positiv geladene Kerne haben und dass diese positiven Ladungen in den Kernen die Elektronenwolken, die sich zum Beispiel in den Windungen befinden, anziehen. Das heißt, wenn wir hier so eine solche Bindung haben, dann befinden sich auf beiden Seiten positiv geladene Atomkerne und beide Seiten ziehen also, üben eine Anziehungskraft aus, auf die geteilten Elektronen. Und genauso verhält es sich auch für jede andere Bindung im Molekül. Und dabei ist es wichtig zu wissen, dass jedes Atom unterschiedlich stark an diesen Windungen zieht. Also wir benutzen hier ein ganz einfaches Magnetenmodell und eine Darstellungsform, die mir ganz gut gefällt, kommt aus der Vorlesung von Herrn Tilgen. Da sind Elektronenwolken visualisiert als solche verschiedenfarbigen Gewilde. Und was man hier dargestellt sieht anhand von unterschiedlichen Farben, sind Bereiche in einem Molekül, die etwas mehr negativ geladen und etwas mehr positiv geladen sind. Hier ist also ein roter Bereich mit einer leicht negativ verstärkten Ladung und hier hat man eine partiell positive Ladung. Das ist auch der Fachbegriff dafür. Man sagt nicht, dass es negativ geladen oder leicht negativ geladen, sondern diese Region ist partiell negativ geladen und partiell positiv geladen. Und die Symbolik, die man hier verwendet, ist Delta minus und Delta plus im Gegensatz zu vollwertigen Ladungen, die man als Minus und Plus bezeichnet. Das Molekül, was Sie hier sehen, ist neu. Das ist die Essigsäure, also die Substanz, die Essig sauer macht, aber die auch eine wichtige Rolle in Organismen spielt. Wir haben also dieses simple Magnetenmodell und unterschiedliche Anziehungskräfte, die auf zentral geteilte Bindungen ausgeübt werden und dadurch diese Elektronen verschieben innerhalb eines Moleküls. Daraus ergeben sich wichtige Eigenschaften in einem Molekül. Und jetzt wollen wir uns anschauen, wie man denn voraussagen kann, wie stark jeweils ein Bindungspartner an den Elektronen zieht und ob dann daraus partiell negative oder positive Ladungen resultieren in diesem Molekülbereich. Um abzuschätzen, wie sich Ladungen in einem Molekül verteilen, wird das Konzept der Elektronegativität verwendet. Elektronegativität, das ist die Fähigkeit eines Atoms, Bindungselektronen an sich zu ziehen. Das können Atome unterschiedlich stark, je nachdem zu welchen Elementen sie gehören und dem elektronegativsten Element, das ist das Flor, hat man willkürlich die Zahl 4,0 zugeteilt. Je höher diese Zahl ist, desto ausgeprägter ist die Fähigkeit, die Elektronen an sich zu ziehen. Jetzt gilt eine relativ einfache Regel zur Abschätzung der relativen Elektronegativität im Vergleich von Elementen. Und zwar ist es so, dass im Periodensystem, wenn man sich von unten nach oben bewegt innerhalb einer Gruppe, also in einer Spalte im Periodensystem, dann nimmt die Elektronegativität zu. Ähnlich nimmt sie zu, wenn man sich innerhalb einer Zeile, also in einer Periode von links nach rechts bewegt. So kommen wir also zum höchsten Wert für Flor. Edelgase nehmen normalerweise nicht an Bindungen teil, da kann man das Konzept nicht gut drauf anwenden. Und wenn man sich dann von Flor weiter nach links bewegt im Periodensystem, zum Beispiel zum Kohlenstoff, dann sehen sie, dass die Werte abnehmen. Genauso vom Wasserstoff, wenn man hier weiter nach unten geht, dann nimmt die Elektronegativität auch stark ab. Jetzt schauen wir das Ganze uns mal an in einem Molekül oder in einer Bindung erst mal. Hier haben wir eine Bindung, an der zwei Kohlenstoffatome teilnehmen. Beide haben die gleiche Elektronegativität, beide ziehen gleich stark an dieser Bindung. Und das führt zu einer ausgeglichenen Ladungsverteilung, wo wir also eine solche Elektronenwolken-Darstellung verwenden können. Jetzt tauschen wir mal eines dieser Elemente in dieser Bindung aus, nämlich Kohlenstoff gegen Sauerstoff. Sauerstoff sitzt hier im Periodensystem rechts von Kohlenstoff, deswegen hat es eine höhere Elektron-Negativität, nämlich 3,5. 3,5 steht also hier oben über diesem Sauerstoff und daraus lässt sich voraussagen, dass Sauerstoff stärker an den gemeinsamen Bindungselektronen zieht. In der Wolkendarstellung würde man das so zeigen, dass hier diese Elektronenwolke größer ist oder die Offenthaltswahrscheinlichkeit für die Elektronen ist höher und weil Elektronen negativ geladen sind, wäre also hier eine erhöhte negative Ladung vorhanden und hier dieser Bereich im Molekül wäre leicht positiv geladen, also partiell positiv und partiell negativ geladen. Das ist eine sogenannte polarisierte Bindung und je höher die Differenz in den Elektronen negativitäten bei den Bindungspartnern ist, desto polarisierter ist die Bindung. Für Gesamtmoleküle mit vielen Bindungen kann man ganz analoge Überlegungen anstellen, wie für Einzelbindungen. Hier kann man zum Beispiel, wenn man sich das Essigsäure- Molekül vornimmt, dann kann man Elektronegativitäten für jedes Atom in der Struktur eintragen und dann abschätzen, wie sich die Ladung verteilen aufgrund von Unterschieden in den Elektronegativitäten bei jeder Bindung. Da sehen Sie also in diesem Bereich, dass der Unterschied zwischen Sauerstoff und Kohlenstoff in den Elektronegativitäten relativ gering ist. Das heißt, in diesem Bereich gibt es wenige Ladungsüberschüsse und Unterschüsse und dementsprechend hier dieser Farbcode, der bedeutet neutral. In diesem Bereich fällt es sich ganz anders. Da haben sie große Unterschiede in den Elektronegativitäten. Das liegt daran, dass Sauerstoff ein sehr elektronegatives Element ist und dementsprechend ist diese Bindung stark in Richtung Sauerstoff polarisiert. Sie haben einen Unterschied von 1,4 in den Elektronegativitätswerten. Ähnlich hier ein Unterschied von 1, das ist relativ groß und sie haben also einen hohen Ladungsüberschuss am Sauerstoff. Das sieht man genau hier in dieser Wolkendarstellung an den roten Bereichen und was Sie hier noch sehen ist ein partiell positiver Bereich am Wasserstoff. Das liegt ebenfalls natürlich an der großen Differenz der Elektronegativitäten. Der Sauerstoff zieht stark an den Windungen und hier wird Elektronenlicht abgezogen. Und so kommt man exakt zu dieser Repräsentierung hier und das kann man auf jedes andere Molekül auch so anwenden. Jetzt wollen wir uns nochmal eine Extremsituation anschauen, nämlich was passiert, wenn die Elektronegativität bei zwei Bindungspartnern so unterschiedlich ist, dass einer der Partner vollständig oder fast vollständig die Bindungselektronen an sich reißt. Eine solche Situation haben wir zum Beispiel beim Natriumchlorid vorliegen. Da kommen also das Natrium und das Chlor aus sehr entgegengesetzten Bereichen des Periodensystems und wir haben dementsprechend auch große Unterschiede in den Elektronegativitäten 0,9 und 3,0. Und daraus resultiert eine Situation, wo zunächst eine Bindung ausgebildet wird, aber durch diese enormen Unterschiede in den Elektronegativitäten reißt dieses Chloratom komplett die Bindungselektronen an sich. Und daraus entsteht dann eine solche Situation, wo dem Natrium ein Elektron fehlt, das es ursprünglich hatte und dadurch hat es eine positive Ladung, das Elektron ist ja negativ geladen. Diese negative Ladung ist auf das Chlor übergegangen und deswegen erhält das hier diese negative Ladung. Und hier haben wir also ein Natriumkathion, was entstanden ist und ein Chloridion, ein Chloranion und das wäre dann die Struktur von Natriumchlorid. Sie haben dann ein Kristall tatsächlich vorliegen mit vielen verschiedenen Natriumkathionen und Chloridanionen und alles wird durch elektrostatische Interaktionen zusammengehalten. Das wäre jetzt ein androganisches Molekül, aber sie haben die Ausbildung von Ionenwindungen oder ionischen Interaktionen auch in vielen organischen Molekülen. Und das sehen Sie hier im Natriumglutamat in diesem Bereich, da ist also der Unterschied in den Elektronegativitäten zwischen Natrium und Sauerstoff auch genügend hoch, dass solche Ladungsübertragungen stattfinden können vom Natrium auf den Sauerstoff und dadurch haben Sie hier diese Ionen. Wir können also jetzt, je nachdem wie groß die Unterschiede in den Elektronegativitäten sind, uns anschauen, wie die Bindungssituation ist, die daraus resultiert. Sie haben also bei gleicher oder fast gleicher Elektronegativität Kohlenstoff-Kohlenstoffbindung oder Kohlenstoff-Wasserstoffbindung eine nicht oder kaum polarisierte Bindung. Und so sehen die Elektrodenwolke bei einer polarisierten Bindung mit höheren Elektronegativitätsunterschieden aus. Sie haben also hier diese Partialladungen, Partialpositiv und Partialnegativ und hier ist die Extremsituation. Die Unterschiede in den Elektronegativitäten sind so groß, dass ein Partner komplett das Elektron an sich reißt und daraus resultieren volle, voll ausgebildete Ladungen, Positiv und Negativ, Kation und Anion.