Wegen Wartungsarbeiten ist die Bearbeitung der Artikel vorübergehend gesperrt!
gemeinsam neue Wege der Erkenntnis gehen
Ein freie Initiative von Menschen bei anthro.wiki, anthro.world und biodyn.wiki
mit online Lesekreisen, Übungsgruppen, Vorträgen ...
PayPal btn small.gif Wie Sie die Entwicklung von AnthroWiki durch Ihre Spende unterstützen können, erfahren Sie hier.

Chemische Bindung und Datei:450px-Artocarpus altilis.jpg: Unterschied zwischen den Seiten

Aus AnthroWiki
(Unterschied zwischen Seiten)
imported>Odyssee
 
(== Beschreibung == Importing file)
Markierung: Serverseitig hochgeladene Datei
 
Zeile 1: Zeile 1:
Die '''chemische Bindung''' verbindet [[Atom]]e oder [[Ion]]en zu [[Molekül]]en bzw. [[Chemische Verbindung|chemischen Verbindungen]], die [[Energie|energetisch]] stabiler sind als die getrennten Bestandteile. Sie beruht auf der [[Wechselwirkung]] der [[Elektron]]en aus der äußersten [[Elektronenschale]] der an der Bindung beteiligten Atome.
== Beschreibung ==
 
Importing file
== Grundlagen ==
 
Atome bestehen nach heutiger [[naturwissenschaft]]licher Sicht aus einem elektrisch positiv geladenen [[Atomkern]] und einer Hülle aus negativ geladenen [[Elektron]]en. Als Teilchen mit halbzahligen [[Spin]] sind sie nach den Gesetzen der [[Quantentheorie]] sogenannte [[Fermionen]], die dem [[Pauli-Prinzip]] unterliegen, nach dem die Elektronen der Hülle nicht in allen Quantenzahlen übereinstimmen dürfen. Sie können sich daher nicht im untersten, energieärmsten Niveau zusammendrängen, sondern müssen sich auch auf höhere, ausgedehntere und energiereichere [[Elektronenschale]]n bzw. [[Atomorbital]]e verteilen. Sie bedingen dadurch die relativ große räumliche Ausdehnung der Elektronenhülle, die den Atomkern um das 10.000- bis 150.000-fache übertrifft. Die Elektronen der äußersten Schale, der sogenannten [[Valenzschale]], bestimmen die [[Chemie|chemische Eigenschaften]] eines Atoms und seine Stellung im [[Periodensystem der chemischen Elemente]].
 
=== Edelgaskonfiguration ===
 
[[Datei:H2O 2D labelled.svg|mini|150px|Bindungslängen und Bindungswinkel des Wassermoleküls (H<sub>2</sub>O)]]
Die Valenzschale erreicht ihren energetisch stabilsten Zustand, wenn sie mit der maximal möglichen Zahl von Elektronen vollständig aufgefüllt ist. Das ist aber nur bei den [[Edelgase]]n der Fall, die entsprechend reaktionsträge sind, da sie ihren stabilsten Zustand bereits erreicht haben. Atome mit unvollständig aufgefüllter Valenzschale können sich dadurch stabilisieren, dass sie solange von ihren Bindungspartnern Elektronen aufnehmen oder an diese abgeben, bis sie eine vollkommen abgeschlossene Außenschale erreicht haben. Die so aneinander gebunden Atome erreichen damit gemeinsam ihren stabilsten, energieärmsten Zustand.
 
==== Edelgasregel ====
 
Nach der von [[w:Gilbert Newton Lewis|Gilbert Newton Lewis]] und [[w:Walther Kossel|Walther Kossel]] 1916 formulierten '''Edelgasregel''' sind chemische Verbindungen besonders stabil, wenn die daran beteiligten Atome die im [[Periodensystem]] nächstgelegene '''Edelgaskonfiguration''' ausbilden können. Mit Ausnahme des [[Helium]]s haben die Edelgase 8 Außenelektronen. Nach der darauf basierenden '''Oktettregel''' sind Verbindungen besonders stabil, wenn die gebundenen Atome dadurch über 8 Elektronen (ein '''Elektronenoktett''') verfügen und dadurch der Edelgaskonfiguration entsprechen. Dabei ist das [[s-Orbital]] mit 2 und die 3 [[d-Orbital]]e mit 6 Elektronen voll besetzt.
 
==== 18-Elektronen-Regel ====
 
Gemäß der '''18-Elektronen-Regel''' sind [[Komplexverbindung]]en der [[Übergangsmetalle]] meist besonders stabil, wenn sie über insgesamt 18 [[Valenzelektronen]] vefügen, da hier zusätzlich zur Oktettregel auch die 5 [[d-Orbital]]e mit insgesamt 10 [[Elektron]]en besetzt werden müssen, um eine abgeschlossene Valenzschale zu bilden.<ref>{{Holleman-Wiberg|Auflage=102.|Startseite=1780|Endseite=1822}}</ref><ref>C. A. Tolman: ''The 16 and 18 electron rule in organometallic chemistry and homogeneous catalysis'', Chem. Soc. Rev. 1 (3): 337, '''1972'''; {{doi|10.1039/CS9720100337}}</ref>
 
=== Wichtige Kennwerte von Bindungen ===
 
Um eine chemische Bindung wieder zu spalten, muss eine entsprechende '''Bindungsenergie''' aufgewendet werden, die man meist in [[Joule]] pro [[Mol]] angibt. Die '''Bindungslänge''' ergibt sich aus dem von [[Atomkern]] zu Atomkern gemessene Abstand der aneinander gebundenen Atome<ref>{{Internetquelle |autor=International Union of Pure and Applied Chemistry |url=https://goldbook.iupac.org/html/B/BT07003.html |titel=IUPAC Gold Book - bond length |zugriff=16. August 2019 |sprache=en}}</ref>. Bei [[kristall]]inen [[Feststoff]]en kann sie experimentell durch [[Kristallstrukturanalyse]] ermittel werden und liegt bei kovalenten Bindungen je nach den beteiligten Atomsorten typischerweise zwischen etwa 75 und 250 [[Pikometer|pm]] (1&nbsp;pm = 10<sup>−12</sup>&nbsp;m); [[Wasserstoffbrückenbindung]]en haben je nach Polarisierungsgrad Abstände zwischen 120&nbsp;pm und 300&nbsp;pm auf. Auf diesem Weg lassen sich auch die '''Bindungswinkel''' zwischen den einzelnen Bindungen eines [[Molekül]]s ermitteln. Bindungslängen und Bindungswinkel bestimmen die [[Molekülgeometrie]], die sich durch entsprechende [[Strukturformel]]n veranschaulichen lässt.
 
=== Elektronegativität ===
 
Eine relatives Maß für die Fähigkeit von Atomen, Elektronen zur Auffüllung ihrer Valenzschale an sich zu ziehen, bietet das 1932 von [[w:Linus Pauling|Linus Pauling]] (1901-1994) eingeführte Konzept der '''Elektronegativität''' (kurz: '''EN'''; Formelzeichen <math>\chi</math>). Atome mit nahezu vollständig gesättigter Valenzschale, wie etwa die [[Halogene]], nehmen sehr leicht Elektronen auf und haben eine entsprechend hohe Elektronegativität. Atome mit nur wenigen Außenelektronen, wie etwa die [[Alkalimetalle]], geben diese leicht an ihre Bindungspartner ab und haben daher eine geringe Elektronegativität.
 
== Bindungsarten ==
 
Auf rein [[physisch]]er Ebene entsprechen die drei Grundtypen der chemischen Bindung den [[Tria Principia]] des [[Paracelsus]]<ref>Gutmann/Hengge, S. 3</ref>:
 
* [[Sal]] entspricht der salzartigen [[#Ionische Bindung|ionischen Bindung]],
* [[Mercurius]] der [[#Metallische Bindung|metallischen Bindung]],
* [[Sulphur]] der [[#Kovalente Bindung|kovalenten Bindung]]
 
=== Ionische Bindung ===
[[Datei:NaCl polyhedra.png|mini|200px|Ausschnitt aus der kubischen Kristallstruktur des [[w:Natriumchlorid|Natriumchlorid]]s.]]
 
Die '''ionische Bindung''' (auch: '''Ionenbindung''') entsteht zwischen [[Chemische Elemente|chemischen Elementen]], deren Atome sich stark in ihrer [[#Elektronegativität|Elektronegativität]] unterscheiden. Das Atom mit der geringeren Elektronegativität gibt sehr leicht seine Außenelektronen an das elektronegativere Atom ab und wird wegen der nun überwiegenden Kernladung zu einem ein- oder mehrfach positiv geladenen [[Kation]]. Im Gegenzug erhält das elektronegativere Atom eine negative Überschussladung und wird dadurch in gleichem Maß zu einem negativ geladenen [[Anion]]. Die gegensätzlich geladenen [[Ion]]en werden durch die [[Elektrostatik|elektrostatische Anziehung]] fest aneinander gebunden und fügen sich in ein regelmäßig geordnetes [[Kristallgitter]] ein. Dadurch entstehen [[Salze|salzartige]], meist schwer schmelzbarer '''Ionenkristalle''', die die Grundlage der [[Mineralwelt]] bilden.
 
Ein typisches Beispiel eines Ionenkristalls ist das aus [[Natrium]] und [[Chlor]] gebildete [[Natriumchlorid]] (NaCl), das als [[Kochsalz]] wohlbekannt ist. Jedes Na<sup>+</sup>-Ion (grau) ist von 6 [[Oktaeder|oktaedrisch]] angeordneten Cl<sup>-</sup>-Ionen (grün) umgeben, von denen jedes wiederum von 6 Na<sup>+</sup>-Ionen umgeben ist. Die Anzahl der nächsten Nachbarn im Kristallgitter, die hier für beiden Ionensorten 6 beträgt, wird als '''Koordinationszahl''' (KZ) bezeichnet. Das '''Koordinationspolyeder''' ist jeweils ein [[Oktaeder]] (siehe Zeichnung).
 
=== Kovalente Bindung ===
[[Datei:Dipole Water.svg|mini|Dipolmoment eines H<sub>2</sub>O-Moleküls.<br />rot: negative Teilladung<br />blau: positive Teilladung<br />grün: gerichteter Dipol]]
 
{{Hauptartikel|Kovalente Bindung}}
 
Die '''kovalente Bindung''' (veraltet auch '''Atombindung''', '''Elektronenpaarbindung''' oder '''homöopolare Bindung'''), wie sie vor allem für [[organische Verbindung]]en typisch ist, entsteht zwischen Atomen mit gleicher oder vergleichbarer Elektronegativität. Eine Ionenbindung kann in diesem Fall nicht entstehen.
 
==== polare Atombindung ====
 
{{Hauptartikel|Kovalente Bindung#Polare Atombindung|titel1=Polare Atombindung}}
 
Bei mäßig unterschiedlichen Elektronegativitäten entsteht eine [[polare Atombindung]], bei der die beteiligten Atome unterschiedliche [[Partialladung]]en (Teilladungen) tragen, die mit '''δ<sup>+</sup>''' bzw. '''δ<sup>-</sup>''' oberhalb des [[Elementsymbol]]s gekennzeichnet werden. Durch die räumliche Ladungstrennung entsteht ein '''elektrisches Dipolmoment''' <math>\vec p</math>, das ein Maß für die [[Polarität (Chemie)|Polarität]] des [[Molekül]]s ist. Ein typisches '''polares''' Molekül ist das [[Wasser]]molekül.
 
==== Molekülorbitale ====
 
Bei der kovalenten Bindung teilen die beteiligten Atome ein bindendes '''Elektronenpaar''' (bei Mehrfachbindungen mehrere) und bilden durch Überlagerung der an der Bindung beteiligten zwei [[Atomorbital]]e ein gemeinsames bindendes und ein antibindendes '''Molekülorbital''' ('''MO''') aus, wobei aber nur das energetisch tiefer liegende bindende Molekülorbital von den beiden bindenden Elektronen besetzt wird. Die Atome werden dadurch zu einem [[Molekül]] verbunden.
 
So verwandelt sich beispielsweise der hochreaktive atomare [[Wasserstoff]] (H), der z.B. durch die Reaktion unedeler [[Metalle]] mit [[Säuren]] entsteht, praktisch augenblicklich in das wesentlich stabilere Wasserstoffmolekül (H<sub>2</sub>) um. Auch [[Stickstoff]] (N) und [[Sauerstoff]] (O) kommen in der [[Luft]] niemals in atomarer, sondern stets nur in molekularer Form vor, d.h. als N<sub>2</sub> bzw. O<sub>2</sub>. Schon [[Amedeo Avogadro]] (1776-1856) unterschied zwischen Atomen (''molécules élémentaires'') und Molekülen (''molécules intégrantes'') und vermutete, dass die [[Chemische Elemente|chemischen Elemente]] in der Gasphase nicht als einzelne Atome, sondern als zweiatomige Moleküle vorliegen. Seine Ansichten gerieten aber für längere Zeit in Vergessenheit. Erst seinem Schüler [[Wikipedia:Stanislao Cannizzaro|Stanislao Cannizzaro]] (1826-1910) gelang der Nachweis, dass [[Wasserstoff]] im Gaszustand als H<sub>2</sub>-Molekül vorliegt. Die MO-Theorie macht auch deutlich, warum [[Helium]] nicht als zweiatomiges Molekül existieren kann, da in diesem Fall auch die antibindenden Molekülorbitale voll besetzt wären (siehe Zeichnung rechts):
 
<center><gallery widths="150px" heigths="150px" caption="Die Molekülorbitale des Wasserstoffmoleküls H<sub>2</sub>">
Wave functions binding.svg|Additive Überlagerung der Wellenfunktionen (bindend)
Dihydrogen-HOMO-phase-3D-balls.svg|Bindendes Molekülorbital
Wave functions anti-binding.svg|Subtraktive Überlagerung der Wellenfunktion (antibindend)
Dihydrogen-LUMO-phase-3D-balls.png|Antibindendes Molekülorbital
Wasserstoff-Orbitale.svg|Besetzungsschema der Molekülorbitale für H<sub>2</sub>-Molekül
Helium-Orbitale.svg|Besetzung der MO beim fiktiven He<sub>2</sub>-Molekül
</gallery></center>
 
Eine gute anschauliche Abschätzung der [[Molekülgeometrie]] erlaubt das von [[w:Ronald Gillespie|Ronald Gillespie]] und [[w:Ronald Nyholm|Ronald Nyholm]] entwickelte [[VSEPR-Modell]] (von {{EnS|}} '''V'''alence '''S'''hell '''E'''lectron '''P'''air '''R'''epulsion), das die abstoßenden Kräfte der bindenden und freien [[Elektronenpaar]]e in der [[Valenzschale]] berücksichtigt.
 
[[Quantenmechanik|Quantenmechanisch]] lassen sich Atombindungen näherungsweise durch die [[1927]] von [[Walter Heitler]] und [[w:Fritz London|Fritz London]] entwickelte [[Valenzstrukturtheorie]] (VB-Theorie) oder durch die wenig später von [[w:Friedrich Hund|Friedrich Hund]] und [[w:Robert S. Mulliken|Robert S. Mulliken]] aufgestellte [[Molekülorbitaltheorie]] (MO-Theorie) berechnen. Als Basis für die <math>n</math> Molekülorbitale <math>\phi_i</math> dienen in der MO-Theorie die <math>n</math> Atomorbitale <math>\chi_r </math> der isolierten Atome, die nach der [[LCAO-Methode]] ({{EnS|''linear combination of atomic orbitals''}}) kombiniert werden. Dabei geht man davon aus, dass die Anzahl der Molekülorbitale gleich der Anzahl der Atomorbitale ist. Die Koeffizienten <math>c_{ri}</math> für die Linearkombination werden durch Minimierung der Gesamtenergie nach der [[Hartree-Fock-Methode]] ermittelt.
 
:<math>\ \phi_i = \sum_{r} c_{ri} \chi_r </math>
 
[[Datei:Ch4 hybridization.svg|mini|Die 4 bindenden sp<sup>3</sup>-[[Hybridorbitale]] von [[w:Methan|Methan]] (CH<sub>4</sub>), durch die 4 Wasserstoffatome kovalent an das zentrale Kohlenstoffatom gebunden sind.]]
 
==== Hybridorbitale ====
 
Um die [[Molekülgeometrie|geometrischen Verhältnisse]] bei Atombindungen wirklichkeitsgetreuer zu beschreiben, führte [[w:Linus Pauling|Linus Pauling]] um 1931 das Konzept der [[Hybridorbitale]] ein. Er nützte dabei die Tatsache aus, dass alle Linearkombinationen der [[Wellenfunktion]]en, die sich als Lösungen der [[Schrödingergleichung]] ergeben, gültige Lösungen derselben sind.<ref name="Pauling1931">Linus Pauling: ''The nature of the chemical bond. Application of results obtained from the quantum mechanics and from a theory of paramagnetic susceptibility to the structure of molecules''. ''J. Am. Chem. Soc.'' '''1931''', ''53'' 1367–1400 {{doi|10.1021/ja01355a027}} [http://scarc.library.oregonstate.edu/coll/pauling/bond/papers/1931p.3-04.html online]</ref>
 
Ein Beispiel möge dies verdeutlichen: Ein [[Kohlenstoff]]atom (C) verbindet sich mit vier [[Wasserstoff]]atomen (H) zu dem [[Kohlenwasserstoff]] [[w:Methan|Methan]] (CH<sub>4</sub>). Wasserstoff verfügt nur über ein einziges Elektron, das sich im Grundzustand im 1s-Orbital aufhält. Kohlenstoff hat insgesamt 6 Elektronen, von denen sich zwei in der inneren 1s-Schale befinden, die an der Bindung unbeteiligt ist. Die restlichen 4 Elektronen befinden sich in der 2. Schale und verteilen sich auf das kugelsymmetrische 2s-Orbital und die drei hantelförmigen 2p-Orbitale, d.h. auf 2p<sub>x</sub>, 2p<sub>y</sub> und 2p<sub>z</sub>, die rechtwinkelig zueinander stehen. Da die [[kovalente Bindung]] der 4 Wasserstoffatome an den Kohlenstoff durch Überlagerung der äußeren Atomorbitale erfolgt, müssten theoretisch unterschiedliche Bindungen entstehen je nach dem, ob sich das 1s-Orbital des Wasserstoffs mit dem 2s-Orbital oder einem der drei 2p-Orbitale des Kohlenstoffs überlagert. Empirisch zeigt sich allerdings, dass alle 4 Bindungen völlig gleichwertig und nach den Ecken eines [[Tetraeder]]s ausgerichtet sind. Das Problem lässt sich lösen, wenn man das 2s-Orbital und die drei 2p-Orbitale durch Linearkombination zu vier gleichwertigen sp<sup>3</sup>-[[Hybridorbital]]en umwandelt, die tetraedrisch ausgerichtet und mit je einem Elektron besetzt sind.
 
==== Mehrfachbindungen ====
 
Abhängig von der [[Elektronenkonfiguration]] der beteiligten [[Atom]]e können nicht nur '''Einfachbindungen''', sondern auch '''Mehrfachbindungen''' entstehen, an denen weitere bindende Elektronenpaare beteiligt sind, die in der [[Strukturformel]] durch mehrfache Valenzstriche symbolisiert werden. So enthält etwa das [[Sauerstoff]]molekül O<sub>2</sub> eine [[Doppelbindung]] (O=O), das ebenfalls zweiatomige [[Stickstoff]]molekül (N<sub>2</sub>) hingegen eine [[Dreifachbindung]] (N≡N).
 
Auch bei Mehrfachbindungen bilden sich durch Überlagerung der Atomorbitale bindende und antibindende Molekülorbitale. Je nach Besetzung der bindenden und antibindenden Molekülorbitale kann die effektive Bindungsordnung von der theoretischen abweichen, z.B. bei Verbindungen mit delokalisierten π- oder δ-Bindungen. Die tatsächliche '''Bindungsordnung''' ('''BO''') errechnet sich aus der Anzahl der bindenden <math>e_{bindend}</math> und antibindenden <math>e_{antibindend}</math> Valenzelektronen, geteilt durch zwei (da die Bindung durch Elektronen''paare'' zustande kommt):
 
:<math>\mathrm{BO} = \frac{e_{bindend} - e_{antibindend}}{2}</math>
 
Dadurch kann auch eine gebrochene Bindungsordnung zustande kommen, z.B. eine halbe Bindung (0,5) im Diwasserstoffkation (H<sub>2</sub><sup>+</sup>) mit nur einem Elektron, oder eine Zweieinhalbfachbindung im [[Stickstoffmonoxid]] (N=O) mit 5 Elektronen. Die Bindungsordnung 0 bedeutet, dass keine stabile Bindung entstehen kann. So gibt es z.B. kein stabiles He<sub>2</sub>-Molekül, da mit den insgesamt 4 Elektronen sowohl das bindende als auch das antibindende Orbital mit je 2 Elektronen voll besetzt ist.
 
==== Polare Atombindung ====
 
Unterscheiden sich die Elektronegativitäten der Bindungspartner voneinander, entsteht eine '''polare Atombindung''', bei der sich die miteinander verbunden Atome zwar nicht zu [[Ion]]en verwandeln, aber doch positive und negative Partialladungen tragen.
 
==== Koordinative Bindung ====
 
Die '''koordinative Bindung''' (auch '''Donator-Akzeptor-Bindung''' oder veraltet '''dative Bindung''') ist eine besondere Form der Elektronenpaarbindung, bei der das bindende Elektronenpaar allein von einem der beiden Bindungspartner (dem ''Donator'') bereitgestellt wird. Sie bildet die Grundlage der '''Komplexchemie'''. Die koordinativ an das '''Zentralatom''' gebundenen Atome, Ionen oder Moleküle werden als '''Liganden''' (von [[lat.]] ''ligare'' „binden“) bezeichnet. Als Zentralatome kommen vor allem [[Metalle]] infrage, die über freie [[d-Orbital]]e verfügen, wie etwa [[Kupfer|Cu<sup>2+</sup>]], [[Magnesium|Mg<sup>2+</sup>]], [[Eisen|Fe<sup>2+</sup>]], [[Eisen|Fe<sup>3+</sup>]], [[Eisen|Fe<sup>0</sup>]], [[Chrom|Cr<sup>0</sup>]], [[Nickel|Ni<sup>2+</sup>]] und [[Nickel|Ni<sup>0</sup>]].
 
So sind etwa die vier [[w:Ammoniak|Ammoniak]]-Moleküle (NH<sub>3</sub>) in dem tiefblauen [[w:Tetraamminkupfersulfat|Tetraamminkupfer(II)-sulfat]] [Cu(NH<sub>3</sub>)<sub>4</sub>]SO<sub>4</sub> koordinativ über das einsame Elektronenpaar des [[Stickstoff]]s an das zentrale Kupferatom gebunden, das in diesem Fall die [[Koordinationszahl]] 4 hat.
 
{| align="center" |
|-
| [[Datei:Tetraamminkupfer Kation.svg|120px|]][[Datei:Sulfat-Ion2.svg|90px]]
|}
 
[[Datei:Nuvola di elettroni.svg|mini|Ein Metallgitter aus positiv geladenen Atomrümpfen, die von frei beweglichen Elektronen umgeben sind.]]
Auf ähnliche Weise ist auch das [[Kristallwasser]] in dem blauen [[w:Kupfersulfat|Kupfersulfat-Pentahydrat]] Cu[SO<sub>4</sub>]·5H<sub>2</sub>O und ähnlichen [[Salze]]n koordinativ  gebunden. Treibt man das Kristallwasser durch Erhitzen aus, bleibt das kristallwasserfrei farblos weißliche Kupfersulfat CuSO<sub>4</sub> zurück.
 
=== Metallische Bindung ===
 
[[Metalle]] haben nur relativ wenige Außenelektronen und geben diese auch ohne Reaktionspartner leicht ab. Dadurch entstehen leicht bewegliche freie Elektronen, die den Metallen ihre hohe [[Elektrische Leitfähigkeit|elektrische]] und [[Wärmeleitung|thermische Leitfähigkeit]] verleiht. Die Metallionen sind dabei in einem regelmäßigen '''Metallgitter''' angeordnet.
 
== Siehe auch ==
* {{WikipediaDE|Kategorie:Chemische Bindung}}
* {{WikipediaDE|Chemische Bindung}}
* {{WikipediaDE|Ionische Bindung}}
* {{WikipediaDE|Kovalente Bindung}}
* {{WikipediaDE|Metallische Bindung}}
* {{WikipediaDE|Van-der-Waals-Kräfte}}
* {{WikipediaDE|Wasserstoffbrückenbindung}}
 
== Literatur ==
 
* Ronald J. Gillespie: ''Molecular geometry'', New York, Van Nostrand Reinhold, 1972.
**deutsch: ''Molekülgeometrie. Elektronenpaar-Abstoßung und molekulare Struktur.''  Übersetzt von Joseph Grobe. Verlag Chemie, Weinheim 1975; ISBN 3-527-25610-5.
* [[Viktor Gutmann]], Edwin Hengge: ''Allgemeine und anorganische Chemie'', 5. Auflage, Verlag Chemie, Weinheim 1990, ISBN 978-3527281596
* A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: ''Lehrbuch der Anorganischen Chemie'', 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1
* K. P. C. Vollhardt, Neil E. Schore, Holger Butenschön (Hrsg.): ''Organische Chemie'', 5. Auflage, Wiley-VCH 2011, ISBN 978-3527327546
* Paula Y. Bruice: ''Organische Chemie: Studieren kompakt'', 5. Auflage, Pearson Studium 2011, ISBN 978-3868941029, eBook {{ASIN|B00QV6QM0O}}
* {{Literatur | Autor= Björn O. Roos, Antonio C. Borin, Laura Gagliardi | Titel= Reaching the Maximum Multiplicity of the Covalent Chemical Bond | Sammelwerk= Angewandte Chemie International Edition | Band=46 | Nummer= | Jahr=2007 | Seiten=1469–1472 | DOI=10.1002/anie.200603600 | Online=[http://www.unige.ch/sciences/chifi/publis/refs_pdf/ref00854.pdf pdf]}}
 
== Einzelnachweise ==
<references />
 
{{Navigationsleiste Bindungsarten}}
 
[[Kategorie:Chemische Bindung|!]]

Aktuelle Version vom 11. August 2022, 12:21 Uhr

Beschreibung

Importing file