Die Elektronenpaarbindung

Atome gehen Verbindungen ein, um die Elektronenkonfiguration des ihnen im Periodensystem am nächsten stehenden Edelgases, die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Dazu bilden sie entweder eine Ionenbindung oder die im Folgenden beschriebene Elektronenpaarbindung. Hierbei "teilen" sich die Atome die verfügbaren Elektronen auf der äußersten Schale. Wie das im Detail abläuft und warum das passiert, habe ich in Moleküle im Schalenmodell bereits an zahlreichen Beispielen erklärt.

Bindung zwischen gleichen Atomen - Elektronenpaarbindung

In der Abbildung zum "Wasserstoffmolekül im Schalenmodell" sind die beiden Wasserstoffatome durch die überlappenden äußeren Schalen mit den im Überlappungsbereich befindlichen Elektronen fest miteinander verbunden. Diese beiden Wasserstoffatome bilden ein Wasserstoffmolekül, bei dem jedes der beiden Atome zwei Elektronen zu seiner Verfügung hat, wenngleich jedem nur eines wirklich gehört. Zwischen den beiden Wasserstoffatomen wurde eine Elektronenpaarbindung gebildet. Diese aus zwei Elektronen, einem Elektronenpaar, gebildete Bindung befindet sich genau nur zwischen diesen beiden Atomen und hat keine Auswirkungen auf andere Atome in der Nähe. Die Elektronenpaarbindungen halten nur die Atome eines Moleküls zusammen, haben aber keine Auswirkungen auf Nachbarmoleküle. Das ist bei der Ionenbindung vollkommen anders. Da dort die Anziehungskraft unterschiedlich geladener Ionen die unterschiedlichen Atome verbindet, hat die Bildung eines Ions Auswirkungen auf alle anderen Ionen in der Nähe.

Eine Elektronenpaarbindung besteht aus zwei Elektronen und verbindet immer genau zwei Atome miteinander. Jedes der beiden Atome trägt genau ein Elektron zur Bindung bei.

Da jedes der zwei Atome zu der Bindung gleich viele Elektron beitragen muss, sind an jeder Bindung immer zwei, vier oder sechs Elektronen, also ein, zwei oder drei Elektronenpaare beteiligt. Die Bindung wird also durch Paare von Elektronen gebildet - Elektronenpaarbindung eben.

Moleküldarstellungen als Lewis-Formeln

Zur Darstellung von Molekülen und Elektronenpaarbindungen hat man einfache Formelzeichnungen entwickelt, die sog. Lewis-Formeln. In diesen Lewis-Formeln wird ein einzelnes Elektron als Punkt am Elementsymbol gezeichnet. Ein Elektronenpaar wird als Strich dargestellt. Man beschränkt sich auf die Darstellung der äußersten besetzten Schale des Atoms in elementarer Form. Tiefer liegende Schalen sind für das chemische Verhalten unrelevant und werden in Lewis-Formeln nicht dargestellt.

In Lewis-Formeln wird das Elementsymbol und die äußerste Schale dargestellt. Ein einzelnes Elektron wird als Punkt gezeichnet und ein Elektronenpaar als Strich.

In den beiden Abbildungen zum Wasserstoff sind im oberen Bild zwei nicht verbundene Wasserstoffatome dargestellt. Das einzelne, ungepaarte Elektron des Wasserstoffatoms aus der äußersten Schale ist in der unter dem Schalenmodell zu sehenden Lewis-Formel als Punkt gezeichnet.

Im unteren Bild sieht man das Wasserstoffmolekül, bei dem die äußeren Schalen überlappen. Die beiden Elektronen befinden sich dabei in diesem "Überlappungsbereich" und stehen so jedem der beiden Atome zur Verfügung. Dadurch erreicht jedes der beiden Wasserstoffatome mit die Elektronenkonfiguration des Heliums. Durch diese zwei "geteilten" Elektronen wird die Bindung zwischen den beiden Wasserstoffatomen gebildet. Durch das gemeinsam genutzte Elektronenpaar wird die Elektronenpaarbindung zwischen den beiden Atomen gebildet. Ein Molekül ist entstanden.

In der Lewis-Formel ist diese Elektronenpaarbindung durch den verbindenden Strich zwischen den beiden Atomen dargestellt.

Bindende und freie Elektronenpaare

Das Fluoratom als Element der 7. Hauptgruppe hat sieben Elektronen auf der äußersten besetzten Schale. Das nächstgelegene Edelgas hat dort 8 Elektronen. Das Fluor, wie alle Elemente der 7. Hauptgruppe, benötigt also noch ein Elektron und bildet infolgedessen wie der Wasserstoff genau eine Bindung zu einem anderen Fluoratom unter Bildung eins F₂-Moleküls aus.

In der Lewis-Formel wird diese Bindung als Linie zwischen den beiden Fluoratomen gezeichnet. Es handelt sich bei diesem Elektronenpaar um ein bindendes Elektronenpaar, weil es die Bindung zwischen den beiden Atomen herstellt.

Die übrigen sechs Elektronen des Fluors werden in der Lewis-Formel ebenfalls zu Elektronenpaaren zusammengefasst, wodurch drei weitere Elektronenpaare an jedem Fluoratome als Linien rund um das Atom gezeichnet werden müssen. Da diese Elektronenpaare nicht für die Bindungsbildung verwendet werden, sondern "frei" sind, werden sie als freie Elektronenpaare bezeichnet.

In der Lewis-Formel werden immer nur die Elektronen der äußersten besetzten Schale dargestellt. Die Elektronen der darunter liegenden Schalen werden bei der Erstellung der Lewis-Formel ignoriert. Deshalb sehen die Lewis-Formeln aller Halogenmoleküle (F₂, Cl₂, Br₂ und I₂) bis auf das Elementsymbol gleich aus. Die Elektronenverteilung der äußersten Schalen der vier Halogenmoleküle ist vollkommen identisch und führt zu identischen Lewis-Formeln; natürlich abgesehen vom Elementsymbol.

Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen

In den bisher betrachteten Molekülen wird die Bindung durch genau nur zwei Elektronen bzw. ein Elektronenpaar gebildet.

Bei den Elementen der sechsten Hauptgruppe (Sauerstoff, Schwefel, Selen, Tellur, Polonium) befinden sich auf der äußersten Schale sechs Elektronen und es sind zwei zusätzliche Elektronen für die Erreichung der Edelgaskonfiguration nötig. Diese Elemente müssen deshalb zwei Elektronenpaarbindungen ausbilden. Wenn diese beiden Bindungen zum gleichen Atom ausgebildet werden, wie in der Abbildung beispielhaft am Sauerstoffmolekül (O₂) dargestellt, spricht man von einer Doppelbindung. In der Lewis-Formel werden hier entsprechend den zwei bindenden Elektronenpaare auch zwei Bindungen zwischen die beiden Sauerstoffatome gezeichnet. Zusätzlich zu den zwei bindenden Elektronenpaaren gibt es an jedem der beiden Sauerstoffatome noch je zwei freie Elektronenpaare.

Bei den Elementen der fünften Hauptgruppe (Stickstoff, Phosphor, Arsen, Antimon, Bismut) befinden sich fünf Elektronen in der äußersten Schale und es sind entsprechend drei Elektronenpaarbindungen nötig, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Wenn diese drei Bindungen, wie in der Abbildung für das Stickstoffmolekül beispielhaft gezeigt, zum gleichen Atom ausgebildet werden, spricht man von einer Dreifachbindung. In der Lewis-Formel wird eine solche Dreifachbindung durch drei bindende Elektronenpaare dargestellt.

Solche Mehrfachbindungen wie beim Sauerstoff- und Stickstoffmolekül bilden sich in dieser Weise bevorzugt nur bei Elementen der zweiten Periode des Periodensystems. Weiter unten stehende Elemente bilden solche Mehrfachbindungen eher ungern oder nur im Ansatz aus. (vgl. auch Moleküle im Schalenmodell)

Zwischen zwei Nichtmetallen kann es maximal Dreifachbindungen geben. Vier-, fünffach,.... Bindungen sind zwischen Nichtmetallen nicht möglich.

Bindung zwischen verschiedenen Atomen - polare Elektronenpaarbindung

Moleküle bilden sich nicht nur zwischen gleichen Atomen, sondern auch zwischen unterschiedlichen, wie etwa im Wassermolekül (H₂O) oder im Kohlenstoffdioxid (CO₂). Diese beiden Moleküle habe ich bereits in Moleküle im Schalenmodell detailliert auch in Bezug auf die räumliche Anordnung der Atome beschrieben. Lies ggf. dort nach, wenn Du Genaueres wissen möchtest.

Für die Elektronenpaarbindung ist es fast egal, ob durch sie gleiche oder unterschiedliche Atome miteinander verbunden werden. Immer zwei Elektronen, je eines von jedem der beiden an der Bindung beteiligten Atome, bilden zusammen ein Elektronenpaar, dass die Bindung zwischen den beiden Atomen bildet. Wenn, wie im Kohlenstoffdioxid Doppelbindungen gebildet werden müssen oder können, geschieht dies in der gleichen Weise wie wie oben bereits für das Sauerstoffmolekül beschrieben. Auch Dreifachbindungen bilden sch in der gleichen Weise wie oben bereits für das Stickstoffmolekül beschrieben.

"fast egal" habe ich gerade geschrieben - genau, nur "fast". Wenn man sich fragt, warum denn eigentlich manchmal eine Ionenbindung gebildet wird und manchmal eine Elektronenpaarbindung, drängt sich gleich danach die Frage auf, ob es nicht auch etwas zwischen Elektronenpaarbindung und Ionenbindung gibt und wer oder was die Art der Bindung bestimmt.

Elektronegativität

Schauen wir uns den Prozess der Bindungsbildung am Fluorwasserstoff (HF) einmal genauer an. Nehmen wir an, die beiden Atome treffen sich, Fluor mit sieben Elektronen auf der äußersten Schale und Wasserstoff mit einem. Beiden Atomen fehlt noch ein Elektron zur Edelgaskonfiguration. Der Idealfall für jedes der beiden Atome wäre die Bildung eines einfach negativ geladenen Ions durch Aufnahme eines Elektrons vom Reaktionspartner. Ideal wäre also wenn sich Fluorid (F^-) oder Hydrid (H^-) durch Elektronenaufnahme bilden könnten.

Leider können im Fluorwasserstoff nicht beide Atome ein Elektron aufgenommen haben, denn wo käme das dann her? Also "einigen" sich beide Atome auf die Bildung einer Elektronenpaarbindung? Einigen? Wohl kaum. Wie sollten sie das tun? Also ist der Ablauf anders:

1. Die beiden Atome treffen aufeinander und nähern sich so weit an, dass ihre äußeren besetzten Schalen Kontakt bekommen.
2. Jedes der beiden Atome stellt ein Elektron für das gemeinsame bindende Elektronenpaar zur Verfügung.
3. Jedes der beiden Atome zieht dieses bindende Elektronenpaar mit "aller Kraft" zu sich hin. Die beiden Atome veranstalten eine Art "Tauziehen" um das bindende Elektronenpaar und natürlich sind bei diesem "Tauziehen" nicht alle Atome gleich stark.

In dem Beispiel vom Fluorwasserstoff kann das Fluoratom das bindende Elektronenpaar viel stärker zu sich ziehen, als es das Wasserstoff kann. Wie stark ein Atom ein bindendes Elektronenpaar zu sich hin ziehen kann, wird durch die Elektronegativität (EN) beschrieben. Je höher diese ist, desto stärker kann das Atom das bindende Elektronenpaar zu sich ziehen. Die Elektronegativität ist eine aus physikalischer Sicht eher unbefriedigend präzise Größe, für die es unterschiedliche Skalen mit leicht unterschiedlichen Werten für die verschiedenen Atome gibt. Detailliert beschreibt das z.B. Wikipedia. Die Werte in den verschiedenen Skalen sind sich allerdings sehr ähnlich und es gibt keine wirklich "falsche" oder "richtige" Skala.

Die Elektronegativität ist ein Maß dafür, wie stark ein Atom ein bindendes Elektronenpaar zu sich ziehen kann.

Die Elektronegativivtät ist nur eine relative Größe, die Atome untereinander vergleichbar macht. Präzise physikalische Vorhersagen sind auf ihrer Basis eher nicht möglich, schätzometrische Prognosen gehen aber sehr einfach und vielfach ausreichend genau.

Partialladungen

Im Fluorwasserstoff sind Fluor (EN_F=4.0) und Wasserstoff (EN_H=2,1) miteinander verbunden. Die Elektronegativität des Fluors ist viel höher als die des Wasserstoffs, weshalb das Fluoratom das bindende Elektronenpaar stärker zu sich zieht, als dies dem Wasserstoff möglich ist. Das Fluoratom hat mehr Anteil am bindenden Elektronenpaar als der Wasserstoff. In der Lewis-Formel soll dies durch den Keil anstelle des Strichs für das bindende Elektronenpaar veranschaulicht werden. Da Elektronen negativ geladen sind, hat das Fluoratom in diesem Molekül eine negative Teilladung (Partialladung) während das Wasserstoffatom partiell positiv geladen ist.

Man spricht von Partialladungen und nicht von Ladungen, da das Elektron, dass die Ladung verursacht, nicht vollständig übertragen wird, sondern sich im zeitlichen Mittel "nur" mehr am Fluor- als am Wasserstoffatom befindet. Deshalb werden keine kompletten Ladungen übertragen, sondern nur "Teilladungen". Solche Teilladungen können in der Lewis-Formel durch ein vorangestelltes δ-Zeichen dargestellt werden. Verpflichtend ist die Angabe von Partialladungen aber nicht. Die Darstellung der Bindung durch einen Keil wie in der Abbildung zum Fluorwasserstoff findet man eigentlich nur in Lehrbüchern zur Visualisierung der "ungerechten" Verteilung der Bindungselektronen. Außerhalb von Lehrbüchern findet dieser Keil keine Anwendung in dieser Weise und ist streng genommen so auch falsch.

Die polare Elektronenpaarbindung ist eine Elektronenpaarbindung, bei der das bindende Elektronenpaar auf Grund unterschiedlich hoher Elektronegativität einem der Bindungspartner mehr zur Verfügung steht als dem anderen.

Partialladungen führen zu polaren Molekülen, die partiell positive und partiell negative Atome besitzen. Da unterschiedliche Ladungen sich gegenseitig anziehen, bestehen zwischen zwei derart polaren Molekülen stärkere Anziehungskräfte als zwischen zwei komplett unpolaren Molekülen. Hierdurch werden die Eigenschaften des Stoffes beeinflusst, worauf ich aber an dieser Stelle nicht weiter eingehen möchte.

Welcher Bindungstyp - die Elektronegativitätsdifferenz entscheidet

Entscheidend für die Art der Bindung zwischen zwei Atomen ist in erster Näherung die Elektronegativitätsdifferenz.

Die Tabelle enthält eine grobe Faustregel zur Abschätzung des Bindungstyps. Allerdings gibt es wirklich viele Ausnahmen. Die folgende Tabelle ist eher eine grobe Orientierung, wenn man sonst keinen Hinweis hat.

Um zu veranschaulichen, wann eine Verbindung die "Regeln einhält" und wann nicht, betrachten wir im Folgenden ein paar Beispiele - zunächst Regelkonforme und dann ein paar Ausnahmen:

Regelkonforme Beispiele

Wasser - H₂O

Das Wassermolekül (H₂O) besteht aus zwei Wasserstoff- und einem Sauerstoffatom. Die Elektronegativivtät von Wasserstoff ist mit EN_H=2,1 deutlich kleiner als die von Sauerstoff mit EN_O=3,5. Die Elektronegativitätsdifferenz beträgt 1,4 und liegt somit im Bereich einer polaren Elektronenpaarbindung.

Da das "Tauziehen" um die Elektronen an jeder Bindung einzeln erfolgt, spielt es für die Bestimmung des Bindungstyps keine Rolle, dass es zwei Wasserstoffatome sind. Jede Bindung wird zunächst einzeln und unabhängig vom Rest des Moleküls betrachtet.

Da der Sauerstoff die höhere Elektronegativität besitzt, zieht das Sauerstoffatom die negativen Elektronen stärker zu sich und hat dadurch eine negative Partialladung (δ-). Der Wasserstoff ist entsprechend partiell positiv (δ+).

Kohlenstoffdioxid - CO₂

Kohlenstoff hat eine Elektronegativität von 2,5. Die Differenz zu Sauerstoff mit 3,5 beträgt also 1,0 und die Bindung ist somit eine polare Elektronenpaarbindung mit negativen Partialladungen an den beiden Sauerstoffatomen und einer positiven Partialladung am Kohlenstoff.

Partialladungen geben nur die ungleiche Verteilung der Elektronen zwischen den beiden Bindungspartnern an. Es handelt sich nur um qualitative Aussagen, nicht um quantitative. Deshalb bekommt auch der Kohlenstoff nur ein δ+ und kein 2δ+, wie man vielleicht in Analogie zu den Ionenladungen vermuten könnte.

Kochsalz - NaCl

Kochsalz legt schon durch den Namen nahe, dass eine Ionenbindung vorliegt. Die Elektronegativität von Natrium beträgt EN_Na=1,0 und die von Chlor EN_Cl=2,8. Die Differenz ΔEN=1,8 liegt also genau auf der formalen Grenze zwischen polarer Elektronenpaarbindung und Ionenbindung. Den Ausschlag gibt dann, dass Natrium ein Metall ist. Es wird eine Ionenbindung gebildet. In der Lewis-Formel sieht man entsprechend kein bindendes Elektronenpaar zwischen Natrium und Chlor, da das elektronegativere Chloratom dieses Elektronenpaar komplett zu sich zieht. Dadurch werden Ionen gebildet. Das Chloridion ist durch die dauerhafte Übertragung des einen Elektrons vom Natrium einfach negativ geladen. Das Natriumion ist entsprechend einfach positiv geladen.

In der Lewis-Formel werden nur die Elektronen der äußersten besetzten Schale des Elements dargestellt. Um das Natriumion (Na⁺) werden also keine Elektronen mehr gezeichnet, denn die normalerweise äußerste besetzte Schale ist in diesem Ion nun komplett leer. Man zeichnet hier nur das Elementsymbol und die Ladung.

Kalk - CaCO₃

EN_C=2,5    EN_O=3,5    EN_Ca=1,0
ΔEN_C-O = 3,5 - 2,5 = 1,0 => polare Elektronenpaarbindung
ΔEN_Ca-O = 3,5 - 1,0 = 2,5 => Ionenbindung

Da es in Calciumcarbonat keine Verbindung zwischen dem Calcium- und dem Kohlenstoffatom gibt, spielt die Elektronegativtätsdifferenz dieser beiden Atome hier keine Rolle.

Im Carbonation ist das zentrale Kohlenstoffatom von drei Sauerstoffatomen umgeben und mit jedem der drei verbunden. Zu einem der Sauerstoffatome bildet es formal eine Doppelbindung aus, zu den beiden Anderen je eine Einfachbindung. Das doppelt gebundene Sauerstoffatom erreicht die Edelgaskonfiguration alleine durch die Doppelbindung zum Kohlenstoff. Die beiden anderen Sauerstoffatome müssen dazu noch je ein Elektron vom Calcium aufnehmen, wordurch sie beide negativ geladen sind.

Obwohl die Bindung zwischen Kohlenstoff und Sauerstoff eine polare Elektronenpaarbindung ist, gibt man im Carbonation keine Partialladungen an. Durch die zwei negativen Ladungen in Folge der Aufnahme von zwei Elektronen des Calciums ist das Molekülion insgesamt negativ und die formale Angabe einer positiven Partialladung am Kohlenstoff würde nicht dem üblichen Reaktionsverhalten des Ions entsprechen.

Die Bindung zwischen Calcium und Sauerstoff ist eine Ionenbindung, weshalb das Calciumatom seine beiden äußeren Elektronen komplett an je eines der beiden Sauerstoffatome abgibt. Folglich sind zwei der drei Sauerstoffatome des Carbinations einfach negativ geladen. Das Calciumion ist entsprechend zweifach positiv geladen. Zwischen dem Carbonation und dem Calciumion gibt es also kein bindendes Elektronenpaar. Die Bindung erfolgt durch die ungerichtete Anziehung entgegengesetzt geladener Ionen.

Ausgewählte Ausnahmen

Zu der obigen Regel zu den Grenzen der verschiedenen Bindungstypen gibt es vermutlich mehr Ausnahmen als regelkonforme Beispiele. Die zahlreichen Ausnahmen sind aber ganz gut vorhersehbar. Im Folgenden werden deshalb einige Beispiele beschrieben, die die verschiedenen Gründe für eine Regelabweichung illustrieren.

Fluorwasserstoff - HF

Die Elektronegativitätsdifferenz zwischen Fluor (EN_F=4,0) und Wasserstoff (EN_H=2,1) liegt mit ΔEN_H-F = 1,9 knapp oberhalb der Grenze zur Ionenbindung. Trotzdem ist Fluorwasserstoff ein Molekül mit einer polaren Elektronenpaarbindung. Der Grund hierfür liegt in den sehr kleinen beteiligten Atomen. Wenn sich Ionen bilden würden, wären das resultierende Fluorid (F^-) und das Proton (H⁺) sehr kleine, geladene Teilchen mit wenig Raum zur Verteilung der Ladung. Die Bildung solche kleiner Ionen erfordert vergleichsweise viel Energie, weshalb trotz der hohen Elektronegativitätsdifferenz die polare Elektronenpaarbindung zwischen diesen beiden Atomen gegenüber der Ionenbindung stark bevorzugt ist.

Gleichzeitig ist die Elektronenpaarbindung zwischen solch kleinen Atomen sehr kurz. Die Bildung "kurzer" Elektronenpaarbindungen setzt viel Energie frei und begünstigt so zusätzlich die Bildung einer Elektronenpaarbindung.

Kaliumiodid - KI

Die Verhältnisse im Kaliumiodid sind gerade gegenteilig zu denen im Fluorwasserstoff. Die Elektronegativitätsdifferenz zwischen Kalium (EN_K = 0,9) und Iod (EN_I = 2,2) ist mit ΔEN= 1,3 eigentlich deutlich zu gering für die hier vorliegende Ionenbindung. Dass trotz dieser niedrigen Elektronegativitätsdifferenz eine Ionenbindung und keine polare Elektronenpaarbindung gebildet wird, hängt mit den vergleichsweise sehr großen Ionen zusammen. Die relativ geringe einfach positive bzw. negative Ladung kann sich in den großen Atomen auf einen großen Raum verteilen. Die resultierende geringe Ladungsdichte hält die Energie für die Bildung dieser Ionen klein, weshalb sie sich leicht bilden und die Ionenbindung bei diesen großen Atomen gegenüber der Elektronenpaarbindung stark bevorzugen.

Außerdem wäre eine Elektronenpaarbindung bei diesen großen Atomen sehr lang, wodurch der Energiegewinn durch die Ausbildung einer Elektronenpaarbindung nur gering wäre.

Titanchlorid - TiCl₂ und TiCl₄

EN_Cl = 2,8     EN_Ti = 1,3
ΔEN_Cl-Ti = 2,8 - 1,3 = 1,5

Mit einer Elektronegativitätsdifferenz von 1,5 sollte die Bindung zwischen Titan und Chlor eigentlich eine polare Elektronenpaarbindung sein. Andererseits ist Titan ein Metall und Chlor ein Nichtmetall und beide Atome sind mittelgroß. Dies spräche demnach eher für eine Ionenbindung.

Titandichlorid (TiCl₂) hat viele bemerkenswerte Eigenschaften (vgl. z.B. Wikipedia) und insbesondere mit 1035 °C bzw. 1500°C die für ein Salz mit Ionenbindungen zu erwartenden Schmelz und Siedepunkte

Titantetrachlorid (TiCl₄) (vgl. Wikipedia) hat mit -24,1°C und 136,4 °C hingegen sehr typische Schmelz- und Siedepunkte für eine Molekülverbindung mit polaren Elektronenpaarbindungen. Die identischen Atome Titan und Chlor bilden also einmal eine Ionenbindung im Titandichlorid und einmal eine polare Elektronenpaarbindung im Titantetrachlorid.

Der einzige aber entscheidende Unterschied ist die Oxidationsstufe, d.h. die (formale) Ladung, des Titans. Im Titandichlorid ist das Titanion zweifach positiv und es bildet sich eine Ionenbindung, wie man es für eine Bindung zwischen einem Metall und einem Nichtmetallatom auch am ehesten erwartet.

Im Titantetrachlorid müsste das hypothetische Titanion vierfach positiv sein. Für ein mit 22 Protonen doch eher kleines Atom wäre das eine sehr hohe Ionenladung, weshalb die Bildung des Ti⁴⁺-Ions ziemlich viel Energie erfordert. Wegen dieser hohen Ionenladung und der daraus resultierenden hohen Ladungsdichte ist beim Titantetrachlorid die Elektronenpaarbindung gegenüber der Ionenbindung bevorzugt.

Regel oder Ausnahme?

Abweichend von der Tabelle findet wird eine Ionenbindung gegenüber der Elektronenpaarbindung bevorzugt, wenn...

• ... die Ionenladungen gering sind...
• ... die Atomradien groß sind...
• ... Metall- und Nichtmetallatome beteiligt sind.

Die Elektronenpaarbindung wird gegenüber der Ionenbindung bevorzugt, wenn...

• ... mindestens ein sehr hoch geladenes Ion entstehen müsste...
• ... die Atomradien alle eher klein sind...
• ... nur Nichtmetallatome beteiligt sind.