## 525 **C) Atombindung** Die beschriebenen Eigenschaften (hohe Härte, Wasserunlöslichkeit, hoher Schmelzpunkt, keine plastische Verformbarkeit) sind typische Merkmale von Stoffen mit Atombindung, bei der die Atome durch kovalente Bindungen fest miteinander verbunden sind und ein dreidimensionales Netzwerk bilden. Im Gegensatz dazu zeigen Stoffe mit Ionenbindung zwar auch hohe Schmelzpunkte, sind aber meist wasserlöslich. Van-der-Waals-Kräfte und Wasserstoffbrückenbindungen sind zu schwach für solch extreme Eigenschaften. Die Metallbindung würde zwar hohe Schmelzpunkte erklären, jedoch sind Metalle typischerweise plastisch verformbar und nicht spröde. ## 526 **C) 1, 2, 3** Die Metallbindung ist durch ein Elektronengas charakterisiert, das aus den delokalisierten Valenzelektronen besteht und frei beweglich zwischen den positiv geladenen Metallionen ist (Aussage 1 korrekt). Diese beweglichen Elektronen ermöglichen den Stromtransport und sind damit für die elektrische Leitfähigkeit verantwortlich (Aussage 2 korrekt). Die Beweglichkeit der Elektronen erlaubt es den Metallatomen, sich gegeneinander zu verschieben, ohne dass die Bindung bricht, was die plastische Verformbarkeit erklärt (Aussage 3 korrekt). Aussage 4 ist falsch, da die Bindungsstärke nicht direkt mit der Anzahl der Valenzelektronen korreliert. Aussage 5 ist nicht generell zutreffend, da Metalle auch andere Kristallstrukturen wie kubisch-raumzentrierte oder hexagonale Packungen bilden können. ## 527 **B) 1. und 3. sind richtig** Eine ionische Bindung entsteht zwischen Metallen und Nichtmetallen durch vollständige Elektronenübertragung. Dies trifft auf $\text{NaF}$ zu, wo das Alkalimetall Natrium sein Außenelektron an Fluor abgibt, sowie auf $\text{FeO}$, wo Eisen Elektronen an Sauerstoff überträgt. $\text{CH}_4$ ist dagegen ein klassisches Beispiel für kovalente Bindungen zwischen Nichtmetallen (C und H), bei denen Elektronen geteilt werden. Auch $\text{HCl}$ bildet eine polare kovalente Bindung, da der Elektronegativitätsunterschied zwischen H und Cl nicht groß genug für eine ionische Bindung ist. Die Elektronegativitätsdifferenz muss etwa 1,7 oder größer sein, damit eine Bindung als ionisch gilt. ## 528 **E) Wasserstoffbrückenbindung** Die Wasserstoffbrückenbindungen sind entscheidend für die Stabilität der DNA-Doppelhelix, indem sie die komplementären Basenpaare Adenin-Thymin (zwei H-Brücken) und Guanin-Cytosin (drei H-Brücken) miteinander verbinden. Diese schwachen, aber zahlreichen Bindungen ermöglichen einerseits den Zusammenhalt der beiden DNA-Stränge, können aber auch leicht gelöst werden, was für die DNA-Replikation wichtig ist. Die anderen Antwortoptionen sind unpassend: Metallbindungen treten nur zwischen Metallatomen auf, Komplexbindungen sind für Metallkomplexe typisch, kovalente Bindungen verbinden zwar die Atome innerhalb der Basen, aber nicht die Basenpaare untereinander, und Ionenbindungen setzen geladene Teilchen voraus, die hier nicht vorliegen. ## 529 **E) Alle sind richtig** Alle vier Aussagen über Kochsalz sind korrekt. Kochsalz trägt tatsächlich die chemische Bezeichnung Natriumchlorid (1) und besteht aus positiv geladenen Natrium-Ionen ($\text{Na}^+$) und negativ geladenen Chlorid-Ionen ($\text{Cl}^-$) (2). Die chemische Summenformel $\text{NaCl}$ (3) gibt das 1:1-Verhältnis dieser Ionen im Kristallgitter wieder. Auch die vierte Aussage stimmt, denn bei der Neutralisationsreaktion von Natriumhydroxid (Natronlauge) mit Salzsäure entsteht neben Wasser auch Kochsalz nach der Reaktionsgleichung $\text{NaOH} + \text{HCl} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$. Die Ionen lagern sich dabei zu einem Ionenkristall zusammen. ## 530 **E) Salze sind typische Beispiele für Verbindungen mit Ionenbindungen.** Ionenbindungen entstehen zwischen Metallen und Nichtmetallen durch vollständige Elektronenübertragung, wobei sich Kationen und Anionen bilden, die durch elektrostatische Kräfte zusammengehalten werden. Salze wie Natriumchlorid ($\text{NaCl}$) sind perfekte Beispiele dafür. Die anderen Optionen enthalten Fehler: Die metallische Bindung (A) basiert auf der Anziehung zwischen Metallkationen und delokalisiertem Elektronengas, nicht zwischen Kationen und Anionen. Alkalimetalle und Halogene (B) bilden typischerweise Ionenbindungen, keine Atombindungen. Ionenbindungen (C) entstehen zwischen Elementen mit stark unterschiedlicher Elektronegativität, unabhängig von ihrer Position im PSE. Kovalente Bindungen (D) können zwischen Elementen verschiedener Perioden auftreten. ## 531 **A) 2. und 3. sind richtig ** Ionische Bindungen entstehen zwischen Metallen und Nichtmetallen durch vollständige Elektronenübertragung. Dies trifft auf $\text{KCl}$ und $\text{CaO}$ zu: Kalium gibt ein Elektron an Chlor ab ($\text{K}^+ \text{Cl}^-$), Calcium gibt zwei Elektronen an Sauerstoff ab ($\text{Ca}^{2+} \text{O}^{2-}$). Dagegen sind $\text{NH}_3$ und $\text{H}_2\text{O}$ kovalente Verbindungen, bei denen sich Nichtmetalle Elektronenpaare teilen. In $\text{NH}_3$ teilt sich Stickstoff drei Elektronenpaare mit Wasserstoff, in $\text{H}_2\text{O}$ teilt sich Sauerstoff zwei Elektronenpaare mit Wasserstoff. Die unterschiedliche Elektronegativität führt hier zwar zu polaren Bindungen, aber nicht zu einer vollständigen Elektronenübertragung wie bei ionischen Bindungen. ## 532 **D) Die elektrische Leitfähigkeit nimmt mit steigender Temperatur ab.** Die elektrische Leitfähigkeit von Metallen wird durch die freie Beweglichkeit der Elektronen im Metallgitter bestimmt. Bei steigender Temperatur schwingen die Metallatome im Kristallgitter stärker, wodurch die Elektronen häufiger mit den Atomrümpfen zusammenstoßen. Diese erhöhte Streuung behindert den Elektronenfluss und verringert somit die Leitfähigkeit. Die Aussagen A und E sind falsch, da die Temperaturabhängigkeit genau gegenteilig ist bzw. definitiv existiert. Option B ignoriert fälschlicherweise die zentrale Rolle der Valenzelektronen, und C ist unzutreffend, da Gitterfehler zusätzliche Streuzentren darstellen und die Leitfähigkeit verringern. ## 533 **E) Alle Aussagen sind richtig.** Die Komplexbindung ist tatsächlich eine besondere Form der kovalenten Bindung, bei der ein Elektronenpaar vom Liganden (Elektronenpaardonator) zum Zentralion (Elektronenpaarakzeptor) bereitgestellt wird - dies entspricht der koordinativen Bindung (Aussage 1 und 3). Komplexbildner wie EDTA werden in der Medizin eingesetzt, um Schwermetalle zu binden und aus dem Körper zu entfernen (Aussage 2). Das Zentralion muss für die Komplexbindung freie Orbitale besitzen, in die die Elektronenpaare der Liganden eingelagert werden können (Aussage 4). Diese Eigenschaften machen Komplexverbindungen zu wichtigen Strukturen in biologischen Systemen, wie zum Beispiel im Hämoglobin oder Chlorophyll. ## 534 **A) C und H ** Kohlenstoff und Wasserstoff bilden eine typische kovalente (Elektronen-)Bindung, da beide Nichtmetalle sind und ihre Elektronegativitätsdifferenz gering ist. Sie teilen sich ihre Außenelektronen und erreichen so die Edelgaskonfiguration. Die anderen Optionen zeigen Kombinationen von Metallen (Na, K) mit Nichtmetallen (N, C, Cl), die aufgrund der großen Elektronegativitätsdifferenz ionische Bindungen eingehen würden. Bei diesen Verbindungen gibt das Metall Elektronen ab und das Nichtmetall nimmt sie auf, wodurch Ionen entstehen. Die C-H-Bindung ist dagegen eine der wichtigsten kovalenten Bindungen in der organischen Chemie und kommt in fast allen organischen Molekülen vor. ## 535 **C) Metallbindung** Die typischen Eigenschaften des beschriebenen Stoffes - weich, verformbar (duktil), hoher Schmelzpunkt und elektrische Leitfähigkeit - sind charakteristisch für Metalle mit ihrer Metallbindung. Diese entsteht, wenn die Valenzelektronen der Metallatome ein frei bewegliches "Elektronengas" zwischen den positiv geladenen Metallionen bilden. Die anderen Bindungstypen können diese Eigenschaften nicht erklären: Ionenbindungen führen zu harten, spröden Kristallen; Van-der-Waals-Kräfte ergeben weiche Stoffe mit niedrigen Schmelzpunkten; Wasserstoffbrücken treten hauptsächlich zwischen Molekülen auf; und Atombindungen führen meist zu harten, schlecht leitenden Materialien. ## 536 **E) Chlor/Calcium** Die Elektronegativitätsdifferenz zwischen zwei Elementen bestimmt die Polarität ihrer Bindung. Calcium (EN = 1,0) und Chlor (EN = 3,0) haben eine Differenz von 2,0, was die größte Differenz unter allen genannten Kombinationen darstellt. Diese große Differenz führt zu einer stark polaren, fast ionischen Bindung. Die anderen Kombinationen weisen geringere Differenzen auf: C/Cl (0,5), P/O (1,4), H/C (0,4) und Li/H (1,5). Je größer die Elektronegativitätsdifferenz, desto stärker ist die Polarität der Bindung, was bei Calcium und Chlor am deutlichsten ausgeprägt ist. ## 537 **B) Die Valenzelektronen im Metallgitter sind frei beweglich.** Die Metallbindung basiert auf dem Elektronengasmodell, bei dem die äußeren Valenzelektronen der Metallatome delokalisiert sind und sich frei zwischen den positiv geladenen Metallionen bewegen können. Dies erklärt die typischen Eigenschaften von Metallen wie elektrische Leitfähigkeit und metallischen Glanz. Die anderen Optionen sind falsch: Die Metallbindung entsteht nicht durch Elektronenpaarbindungen (A), die Energiebänder sind nur teilweise besetzt (C), das Pauli-Prinzip gilt weiterhin für die Elektronen (D), und die Valenzelektronen sind gerade nicht einzelnen Atomrümpfen zugeordnet, sondern bilden ein gemeinsames "Elektronengas" (E). ## 538 **D) Die Atombindung basiert auf dem Prinzip, dass Elektronen zwischen den Bindungspartnern geteilt werden.** Die Atombindung (kovalente Bindung) entsteht durch das Teilen von Elektronen zwischen Atomen, wodurch eine stabile Elektronenkonfiguration erreicht wird. Dabei bilden die geteilten Elektronen ein gemeinsames Elektronenpaar, das beide Atome zusammenhält. Im Gegensatz dazu werden bei der Ionenbindung (A) Elektronen vollständig übertragen. Die Atombindung tritt typischerweise zwischen Nichtmetallen auf, nicht zwischen Metall und Nichtmetall (B). Stoffe mit Atombindungen haben nicht grundsätzlich niedrigere Schmelzpunkte als ionische Verbindungen (C) - Diamant mit seinen kovalenten Bindungen schmilzt beispielsweise bei extrem hohen Temperaturen. Atombindungen können sowohl zwischen gleichen als auch zwischen unterschiedlichen Elementen auftreten (E). ## 539 **D) Gute elektrische Leitfähigkeit im festen Zustand** Ionische Verbindungen leiten im festen Zustand keinen elektrischen Strom, da die Ionen in einem starren Kristallgitter fixiert sind und sich nicht frei bewegen können. Erst wenn die Verbindung schmilzt oder in Wasser gelöst wird, werden die Ionen beweglich und können Strom leiten. Die anderen Eigenschaften sind typisch für Ionenverbindungen: Sie haben hohe Schmelz- und Siedepunkte aufgrund der starken elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen den Ionen (A), leiten als Schmelze Strom (B), sind oft wasserlöslich, da Wassermoleküle die Ionen umgeben und voneinander trennen können (C), und bilden durch die regelmäßige Anordnung der positiv und negativ geladenen Ionen Kristallgitter (E). ## 540 **D) Die Elektronegativität nimmt im Periodensystem von links nach rechts innerhalb einer Periode zu.** Die Elektronegativität ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, Elektronen in einer chemischen Bindung an sich zu ziehen. Im Periodensystem nimmt sie von links nach rechts innerhalb einer Periode zu, da die Kernladung steigt, während die Anzahl der Elektronenschalen gleich bleibt. Die Elektronen werden also stärker vom Kern angezogen. Innerhalb einer Gruppe nimmt die Elektronegativität von oben nach unten ab (nicht zu, wie in C behauptet), da der Abstand zwischen Kern und Valenzelektronen größer wird. Metalle haben niedrigere (nicht höhere) Elektronegativitätswerte als Nichtmetalle (E falsch). Geringe Elektronegativitätsdifferenzen (<0,5) führen zu unpolaren Atombindungen, nicht zu Ionenbindungen (A falsch), während Differenzen um 1,4 typischerweise polare Atombindungen ergeben (B falsch).