Beim Nitromethan unten sieht man beide Extremzustände. Diese nennt man Grenzstrukturen. Der Realzustand liegt in der Mitte (Überlagerung der beiden Zustände). Die Fähigkeit der Elektronen, sich über mehrere Atome zu verteilen, wobei Grenzstrukturen existieren, nennt man Delokalisierung. Der Zustand wird Mesomerie oder Resonanz genannt.

Solche Mesomerie findet man bei organischen Stoffen mit abwechselnden Doppelbindungen wie Benzol oder Farbstoffen.

Koordinative Bindung (= Komplexbindung)

Die Koordinative Bindung wird auch als spezielle kovalente Bindung bezeichnet. Sie entsteht durch Besetzung ungefüllter Zentralatom- Orbitale mit Elektronenpaaren der Liganden. Die räumliche Anordnung wird durch den Hybridisierungstyp des Zentralatoms bestimmt. Es wird Edelgaskonfiguration angestrebt. Dabei entstehen sogenannte Komplexe.

z.B. [Cr(NH3)₆]^{3+ = Hexaaminchrom(III)-Komplex (gelb)}

Ein Komplex ist eine Verbindung mit mindestens einer koordinativen Bindung. Bei einer koordinativen Bindung kommen die Bindungselektronen von einem Bindungspartner. In der Regel liefern die Liganden die benötigten Elektronen. Ein Komplex ist aus einem Zentralteilchen (Atom oder Ion) sowie einem oder mehreren Liganden (neutral oder ionisch) aufgebaut. Die Anzahl der gebundenen Liganden wird durch die Koordinationszahl wiedergegeben.

Grundsätzlich gibt es alle Koordinationszahlen (KZ), allerdings gibt es einige besonders häufige Koordinationszahlen (KZ):

• KZ 2: linear z.B. Silberverbindungen wie [Ag(NH3)₂] ⁺
• KZ 4: tetraedrisch, z.B. Kupferverbindungen wie [Cu(NH₃)₄]²⁺
  planar, vor allem bei d8-Metallen wie Ni ²⁺
• KZ 6: oktaedrisch, z.B. Eisen- und Aluminiumverbindungen

  Viele Metallionen (normalerweise der Nebengruppen) bilden Komplexionen mit einer großen Anzahl Anionen und Molekülen. Diese werde in ähnlicher Weise gebildet als die anderen Moleküle: z.B.

  Fe+3(aq) + 6CN^-(aq) -> Fe(CN)₆^3-(aq) und
  Cu+2(aq) + 4NH₃(aq) -> Cu(NH₃)₄²⁺(aq)

Die Benennung ist wie folgt:

1. Kationen werden vor Anionen genannt
2. Innerhalb des Komplexes werden die Liganden in alphabetischer Reihenfolge genannt z.B. Tetraaminchlorokobalt(II)-Komplex.
   H₂O als Ligand wird aqua genannt, NH3 wird als amin bezeichnet.
3. Das gesamte Ion wird in eckige Klammern gesetzt.

Viele Metallionen existieren als Wasserkomplexe in wässriger Lösung. Zum Beispiel Cu²⁺ kommt in Wasser nicht als alleiniges Ion vor sondern als [Cu(H₂O)₆]²⁺ Ion. (HexaaquaKupfer (II)-Komplex)

Solche Komplexe besitzen jeweils ein typisches Lichtabsorptions- und Emissionsverhalten wie rechts an den beiden Cu²⁺-Lösungen zu sehen ist.

Metallbindung

Die Metallbindung soll hier nur kurz erwähnt werden. Metalle als Elemente, die wenige Außenelektronen haben, verbinden sich durch die Metallbindung untereinander. Solche Metallatome wie Na, Al, Mg usw. besitzen eine niedrige Elektronegativität mit wenigen Valenzelektronen, deshalb gibt es viele Varianten bezüglich der Außenschale.

Wenn sich die Atomorbitale der Metallatome überlappen, können die Elektronen in die Orbitale der benachbarten Atome eindringen. In diesem dichten Atomgitter sind die Metallatomrümpfe von mehreren Elektronen umgeben, die frei beweglich sind (= delokalisierte Elektronen = "Elektronengas"). Dies erzeugt Anziehungskräfte, die die Metallatome im Metallgitter zusammenhalten.

Typische Metallgitter sind:
das FCC-Gitter bei Al, Ca, Ni, Cu, Sr, Rh, Pd, Ag, Ir, Pt, Au, Pb, Ce, Yt
das BCC-Gitter bei Na, K, V, Cr, Fe, Rb, Nb, Mo, Cs, Ba, Eu, Ta, W

und das HCP-Gitter bei Be, Mg, Ti, Co, Zn, Y, Zr, Tc, Ru, Cd, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Lu, Hf, Re, Os, Th.

FCC-Gitter (z.B. Al)	BCC-Gitter (z.B. Na)	HCP-Gitter (z.B. Mg)

Metalle leiten ja bekanntlich den Strom, die Wärme und lassen sich leicht verformen. Die Wärmeleitfähigkeit ergibt sich aus der dichten Packung, die Stromleitfähigkeit wegen der beweglichen Elektronen und die Verformbarkeit durch die Verschiebung der Gitterschichten.

Zusammenfassung Bindungen

In der Chemie unterscheidet man prinzipiell 3 Möglichkeiten sich zu verbinden: