1. Arten chemischer Bindung

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Urheber: Terry Vlisidis

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In der Chemie kann man Stoffe, neben vielen anderen Möglichkeiten, nach ihrer Bindungsart klassifizieren. Diese bestimmt physikalische und chemische Eigenschaften maßgeblich. Die drei häufigst vorkommenden Arten der chemischen Bindung – Metallbindung, Atombindung und Ionenbindung – sollen in diesem Modul betrachtet werden.

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Sortieren Sie die Abbildungen so, dass sie zur jeweiligen Bindungsart passen.
Falls Sie noch nicht alles zuordnen können, kein Problem. Sie finden die nötigen Informationen im Modul. Und am Ende können Sie das Quiz noch einmal versuchen. 

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1.1 Metalle

Elektronengasmodell

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Die in Metallen vorliegende Bindungsart ist die Metallbindung. Auf festen Plätzen in einem dreidimensionalen Gitter befinden sich Metallionen. Dabei handelt es sich um positiv geladene Metallatome. Sie entstehen, da (einige) Außenelektronen des Atoms die Elektronenhülle verlassen und sich im gesamten Material frei bewegen können. Dies ist möglich, da Metallatome eine relativ geringe Ionisierungsenergie besitzen und der Energiegewinn durch die gleichmäßige Verteilung der Elektronen über das gesamte Material recht groß ist. Da sich die Elektronen frei und ungerichtet durch das Material bewegen, bezeichnet man diese Vorstellung als Elektronengasmodell. Die Metallbindung wird durch die Anziehung zwischen den positiv geladenen Metallionen und den negativ geladenen, frei beweglichen Elektronen bewirkt.

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Merke!

Metallbindung

Die Metallbindung entsteht durch die gegenseitige Anziehung frei beweglicher Elektronen und positiv geladener Metallionen.

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In Metallen schwingen positiv geladene Metallionen auf ihren Gitterplätzen und Elektronen (gelb) bewegen sich frei durch das gesamte Material.
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Eigenschaften von Metallen

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Kontaktstelle einer PC-Steckkarte

Aus dem oben beschriebenen Aufbau von Metallen ergeben sich typische Eigenschaften:

  • Metalle sind elektrisch leitfähig. Sie werden daher häufig in Kabeln und elektrischen Bauteilen verwendet. Eine besonders gute elektrische Leitfähigkeit weist das Metall Gold auf. Kontaktstellen von PC-Steckkarten sind daher häufig vergoldet. 
  • Die Leitfähigkeit nimmt mit steigender Temperatur ab.
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Mit steigender Temperatur nimmt die elektrische Leitfähigkeit von Metallen ab, da die Elektronen durch die immer stärker schwingenden Metallionen ausgebremst werden.
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Teekannen aus Metall

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CPU-Kühlkörper mit Lamellen aus Metall

Metalle weisen eine hohe Wärmeleitfähigkeit auf. Sie werden daher häufig für Kochgeschirr verwendet, ebenso wie für Kühlelemente in der Elektronikbranche. 

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Werden Metalle erwärmt, so nimmt die Schwingung der Metallionen zu, Wärme wird transportiert, da sich die Schwingungen immer weiter auf Nachbar-Metallionen übertragen.
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Urheber: Digitale Lernwelten GmbH

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Die Verformbarkeit von Metallen wird zum Beispiel beim Schmieden ausgenutzt.

Metalle sind mehr oder weniger gut verformbar, ohne dabei zu zerbrechen. Man spricht von plastischer Verformbarkeit. Diese Eigenschaft macht sie zu vielfältigen Werkstoffen. 

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Wirkt eine Kraft auf das Metall ein, so verschieben sich die Metallionen gegeneinander.
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Urheber: Digitale Lernwelten GmbH

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Kristallstruktur des Metalls Bismut

Metalle besitzen einen charakteristischen Glanz. Dieser kommt immer dann besonders zur Geltung, wenn die Oberfläche des Materials möglichst glatt ist. Er entsteht durch Wechselwirkungen des einfallenden Lichts mit den frei beweglichen Elektronen des Metalls. 

Ăśbung

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Lösen Sie das nachfolgende Quiz, um die oben genannten Metalleigenschaften zu erklären. 

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1.2 Ionensubstanzen

Aufbau von Ionensubstanzen

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Ionensubstanzen werden auch als Salze bezeichnet. Sie bestehen, wie der Name schon verrät, aus Ionen. Als Ion bezeichnet man ein elektrisch geladenes Teilchen. Positiv geladene Ionen heißen Kationen, negativ geladene werden als Anionen bezeichnet. Positive und negative Ladungen ziehen sich an. Zwischen ihnen wirken damit die sogenannten Coulomb-Kräfte, welche die elektrostatische Anziehung bewirken. Somit werden auch Salze durch diese Kraft zusammengehalten. Die Anionen und Kationen ordnen sich in Ionensubstanzen in hochsymmetrischen Gitterstrukturen an. Dabei gilt: Ionen werden so angeordnet, dass anziehende Kräfte maximal und abstoßende Kräfte minimal werden. Die vorliegende Bindungsart wird als Ionenbindung bezeichnet.

Zur Darstellung von Salzgittern können unterschiedliche Modelle herangezogen werden:

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wikimedia

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Darstellung von Calciumfluorid im Kugelpackungsmodell. Grüne Kugeln stellen Calciumionen und weiße Fluoridionen dar. Vorteil: Größenverhältnisse und Raumerfüllung der Ionen sind gut erkennbar.

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Urheber: Lanzi

wikimedia

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Darstellung von Natriumchlorid im Raumgittermodell bzw. Kugel-Stab-Modell. Rote Kugeln stellen Chloridionen und grĂĽne Natriumionen dar. Vorteil: Position der Ionen im Gitter ist gut erkennbar.

Exkurs: Koordinationszahlen und Gittertypen

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NaCl-Gittertyp ZnS-Gittertyp CsCl-Gittertyp
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Urheber: Goran tek-en

https://de.wikipedia.org/wiki/Koordinationszahl#/media/Datei:NaCl_polyhedra.svg

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Betrachtet man das Ionengitter von Natriumchlorid genau, so fällt auf, dass jedes Natriumion (grün) von sechs Chloridionen (grau) umgeben ist und umgekehrt. Beide Ionen haben somit die Koordinationszahl sechs. Man sagt, jedes Ion ist oktaedrisch von sechs Gegen-Ionen umgeben. Untersucht man die unzähligen existierenden Ionensubstanzen, so stellt man fest, dass das jeweils zugrundeliegende Gitter stets einem bestimmten Grundtyp, dem sogenannten Gittertyp, zugeordnet werden kann. Einer der drei häufigst vorkommenden Gittertypen ist der NaCl-Gittertyp.

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wikipedia

PD

Zweiter häufig auftretender Typ ist der ZnS-Gittertyp, welcher beispielsweise in dem Salz Zinksulfid, dem Namengeber, zu finden ist. Hier ist jedes Zinkion (weiß) von vier Sulfidionen (gelb) umgeben und umgekehrt. Beide Ionen haben somit die Koordinationszahl vier. Man sagt, jedes Ion ist tetraedrisch von vier Gegen-Ionen umgeben.

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wikipedia

PD

Dritter häufig auftretender Typ ist der CsCl-Gittertyp, welcher beispielsweise in dem Salz Caesiumchlorid, dem Namengeber, zu finden ist. Hier ist jedes Caesiumion (grün) von acht Chloridionen (grau) umgeben und umgekehrt. Beide Ionen haben somit die Koordinationszahl acht. Man sagt, jedes Ion ist kubisch von acht Gegen-Ionen umgeben.

NaCl-Gittertyp ZnS-Gittertyp CsCl-Gittertyp
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Merke!

Ionenbindung

Die Ionenbindung kommt durch die gegenseitige Anziehung zwischen positiv und negativ geladenen Ionen zustande.

Eigenschaften von Ionensubstanzen

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  • Hohe Schmelz- und Siedetemperatur
    Die ungerichteten elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen Kationen und Anionen sind sehr stark. Aufgrund des starken Zusammenhalts der Teilchen ist die zum Aufbrechen des Ionengitters benötigte Energie relativ hoch, was sich in hohen Schmelztemperaturen äußert. Auch in der Schmelze, dem flüssigen Aggregatzustand, ist die elektrostatische Anziehung der Ionen untereinander stark ausgeprägt. Dies erklärt die hohen Siedetemperaturen.
  • Sprödigkeit
    Salze sind in einem starren Ionengitter aufgebaut, in welchem einzelne Ionen so angeordnet sind, dass sich Anziehungskräfte maximieren und Abstoßungskräfte minimieren. Die Anordnung von Anionen und Kationen im Gitter wiederholt sich regelmäßig. Durch äußere Krafteinwirkung, zum Beispiel Druck oder Schlag, kann es passieren, dass sich gleichartige Ionen sehr nahekommen und Abstoßungskräfte sehr groß werden; die Folge: Der Kristall bricht.
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  • Elektrische Leitfähigkeit
    Die elektrische Leitfähigkeit eines Stoffes hängt vom Vorhandensein frei beweglicher elektrischer Ladungsträger ab. Salze sind aus Ionen aufgebaut – elektrische Ladungsträger sind also vorhanden. Da diese im festen Zustand aber fest an ihren Platz im Ionengitter gebunden sind und sich nicht frei bewegen können, sind Salze im festen Zustand sehr gute Isolatoren. In der Schmelze hingegen sind die Ionen frei beweglich und können sich im elektrischen Feld bewegen, was einen Ladungstransport ermöglicht. Salzschmelzen sind daher elektrisch leitfähig.

1.3 MolekĂĽlsubstanzen

Atombindung

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Molekülsubstanzen entstehen, wenn Nichtmetallatome eine chemische Bindung miteinander eingehen. Man spricht dann von einer Atombindung. Der Zusammenhalt zweier Atome in einer Atombindung wird durch ein Elektronenpaar hergestellt, das beiden Atomen gemeinsam gehört. Ein solches Elektronenpaar wird auch als bindendes Elektronenpaar bezeichnet. Die beteiligten Elektronen stammen aus der äußersten Schale des jeweiligen Atoms. Anders als bei der Ionenbindung, bei welcher jeweils durch den Elektronenübergang vom Metallatom zum Nichtmetallatom eine stabile Edelgaskonfiguration erzeigt wird, erreichen Moleküle diesen Zustand durch gemeinsame bindende Elektronenpaare.

Die Anzahl der Bindungen, welche ein Atom eingehen kann, hängt von der Anzahl seiner Außenelektronen ab. Elemente der ersten und zweiten Periode gehen in der Regel pro ungepaartem Elektron eine Bindung ein und sind an die Oktettregel gebunden. Die Anzahl der gepaarten und ungepaarten Elektronen eines Atoms ist durch die Lewis-Formel dargestellt.

Elemente ab der dritten Periode sind nicht mehr zwingend an die Oktettregel gebunden, sie benutzen teilweise gepaarte Elektronen zur KnĂĽpfung einer Bindung.

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Urheber: Digitale Lernwelten GmbH

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Das Wasserstoffatom besitzt genau ein Elektron (sein einziges) auf seiner äußersten (und einzigen) Schale. Dies wird durch einen Punkt in der Lewis-Schreibweise dargestellt.

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Das Kohlenstoffatom besitzt sechs Elektronen, vier davon auf seiner AuĂźenschale, alle ungepaart. Dargestellt wird dies durch vier Punkte in der Lewis-Schreibweise.

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Das Stickstoffatom besitzt sieben Elektronen, fĂĽnf davon auf seiner AuĂźenschale. Zwei Elektronen kommen als Elektronenpaar vor, dargestellt durch einen Strich, drei als ungepaarte Elektronen, dargestellt durch drei Punkte.

Beispiele der MolekĂĽlbildung

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Methan Ammoniak Blausäure
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Lewis-Formel von Methan

Gehen vier Wasserstoff- und ein Kohlenstoffatom Bindungen ein, so entsteht das Methanmolekül. In diesem Molekül erreichen alle beteiligten Atome die jeweils angestrebte Edelgaskonfiguration durch das Ausbilden gemeinsamer Elektronenpaare. Alle vier Wasserstoffatome gehen jeweils eine Atombindung zum Kohlenstoffatom ein (blau hinterlegt). Da beide Elektronen der Bindung dem Wasserstoffatom zugerechnet werden, besitzt es zwei Elektronen und damit die Elektronenkonfiguration von Helium. Das Kohlenstoffatom geht vier Bindungen mit Wasserstoffatomen ein (rot hinterlegt). Auf diese Weise besitzt es acht Außenelektronen (vier bindende Elektronenpaare) und erreicht die Elektronenkonfiguration von Neon. 

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Urheber: Digitale Lernwelten GmbH

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Lewis-Formel von Ammoniak

Gehen drei Wasserstoff- und ein Stickstoffatom Bindungen ein, so entsteht das AmmoniakmolekĂĽl. In diesem MolekĂĽl erreichen alle beteiligten Atome die jeweils angestrebte Edelgaskonfiguration durch das Ausbilden gemeinsamer Elektronenpaare. Alle drei Wasserstoffatome gehen jeweils eine Atombindung zum Stickstoffatom ein (blau hinterlegt). Da beide Elektronen der Bindung dem Wasserstoffatom zugerechnet werden, besitzt es zwei Elektronen und damit die Elektronenkonfiguration von Helium. Das Stickstoffatom geht drei Bindungen mit Wasserstoffatomen ein (grĂĽn hinterlegt). Auf diese Weise besitzt es acht AuĂźenelektronen (drei bindende Elektronenpaare und ein freies Elektronenpaar) und erreicht die Elektronenkonfiguration von Neon.

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Urheber: Digitale Lernwelten GmbH

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Lewis-Formel von Blausäure

Gehen ein Wasserstoff-, ein Kohlenstoff- und ein Stickstoffatom Bindungen ein, so entsteht das Blausäuremolekül. In diesem Molekül erreichen alle beteiligten Atome die jeweils angestrebte Edelgaskonfiguration durch das Ausbilden gemeinsamer Elektronenpaare. Das Wasserstoffatom geht eine Atombindung zum Kohlenstoffatom ein (blau hinterlegt). Da beide Elektronen der Bindung dem Wasserstoffatom zugerechnet werden, besitzt es zwei Elektronen und damit die Elektronenkonfiguration von Helium. Das Kohlenstoffatom geht eine Bindung mit einem Wasserstoffatom und drei Bindungen mit einem Stickstoffatom ein (rot hinterlegt). Auf diese Weise besitzt es acht Außenelektronen (vier bindende Elektronenpaare) und erreicht die Elektronenkonfiguration von Neon. Das Stickstoffatom geht drei Bindungen mit Kohlenstoffatomen ein (grün hinterlegt). Auf diese Weise besitzt es acht Außenelektronen (drei bindende Elektronenpaare und ein freies Elektronenpaar) und erreicht die Elektronenkonfiguration von Neon.

Methan Ammoniak Blausäure
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Merke!

Atombindung

Die Atombindung kommt durch die Ausbildung eines oder mehrerer gemeinsam genutzter Elektronenpaare zwischen je zwei Atomen zustande.

Molekülgeometrie – das EPA-Modell

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Das EPA-Modell (Elektronenpaar-AbstoĂźungs-Modell) kann zur Herleitung der MolekĂĽlgeometrie kleinerer MolekĂĽle herangezogen werden. Oft ist auch vom VSEPR-Modell (valence shell electron pair repulsion) die Rede. Es beruht auf drei Grundannahmen:

  • Elektronenpaare, bindende und nicht-bindende, ordnen sich aufgrund ihrer gegenseitigen AbstoĂźung mit größtmöglichem Abstand um ein Zentralatom herum an.
  • Freie Elektronenpaare beanspruchen mehr Raum als bindende Elektronenpaare, da sie sich nur im Feld eines Atomkerns befinden.
  • Mehrfachbindungen (Doppel- und Dreifachbindungen) werden wie ĂĽbergroĂźe Einfachbindungen behandelt, die etwas mehr Raum als Einfachbindungen benötigen.

Abhängig von der Anzahl der Elektronenpaare, die das Zentralatom umgeben, kann man zwischen den unten dargestellten Grundtypen unterscheiden. Man beachte: Der Grundtyp sagt nicht zwangsläufig etwas über die tatsächliche Molekülgestalt aus.

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? linear trigonal-planar tetraedrisch trigonal-bipyramidal oktaedrisch

Trägt das Zentralatom zwei Elektronenpaare, so nehmen diese gegenüberliegende Positionen ein. Der Bindungswinkel beträgt 180°.

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https://de.wikipedia.org/wiki/VSEPR-Modell#/media/Datei:AX2E0-3D-balls.png

PD
Grundtyp: linear
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Valenz-Strich-Formel von HCN

Beispiel: Blausäure (HCN)
Das Zentralatom (C) wird von zwei bindenden Elektronenpaaren (Mehrfachbindungen werden als ein Elektronenpaar betrachtet) umgeben.

Drei-dimensionale Darstellung von Blausäure: Klicken und Ziehen zum Bewegen, Mausrad zum Zoomen.

Trägt das Zentralatom drei Elektronenpaare, so ordnen sich diese entsprechend den Ecken eines gleichseitigen Dreiecks an. Der Bindungswinkel beträgt 120°.

Beispiel: Schwefeltrioxid (SO3)
Das Zentralatom (S) wird von drei bindenden Elektronenpaaren (Mehrfachbindungen werden als ein Elektronenpaar betrachtet) umgeben.

§ PD
Grundtyp: trigonal-planar
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Urheber: Digitale Lernwelten GmbH

Cc4BYNCSA
Valenz-Strich-Formel von Schwefeltrioxid
Drei-dimensionale Darstellung von Schwefeltrioxid: Klicken und Ziehen zum Bewegen, Mausrad zum Zoomen.

Trägt das Zentralatom vier Elektronenpaare, so ordnen sich diese entsprechend den Ecken eines Tetraeders an. Der Bindungswinkel beträgt 109,5°.

Beispiel: Methan (CH4)
Das Zentralatom (C) wird von vier bindenden Elektronenpaaren umgeben.

§ PD
Grundtyp: tetraedrisch
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Urheber: Digitale Lernwelten GmbH

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Valenz-Strich-Formel von Methan
Drei-dimensionale Darstellung von Methan: Klicken und Ziehen zum Bewegen, Mausrad zum Zoomen.

Trägt das Zentralatom fünf Elektronenpaare, so ordnen sich diese entsprechend den Ecken einer trigonalen Bipyramide an.

Beispiel: Phosphorpentachlorid (PCl5)
Das Zentralatom (P) wird von fĂĽnf bindenden Elektronenpaaren umgeben.

§ PD
Grundtyp: trigonal-bipyramidal
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selbst erstellt

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Valenz-Strich-Formel von Phosphorpentachlorid
Drei-dimensionale Darstellung von Phosphorpentachlorid: Klicken und Ziehen zum Bewegen, Mausrad zum Zoomen.

Trägt das Zentralatom sechs Elektronenpaare, so ordnen sich diese entsprechend den Ecken eines Oktaeders an.

Beispiel: Schwefelhexafluorid (SF6)
Das Zentralatom (S) wird von sechs bindenden Elektronenpaaren umgeben.

§ PD
Grundtyp: oktaedrisch
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selbst erstellt

Cc4BYNCSA
Valenz-Strich-Formel von Schwefelhexafluorid
Drei-dimensionale Darstellung von Schwefelhexafluorid: Klicken und Ziehen zum Bewegen, Mausrad zum Zoomen.
linear trigonal-planar tetraedrisch trigonal-bipyramidal oktaedrisch

Ăśbung

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Ordnen Sie die Verbindungen ihrem nach EPA-Modell zugehörigem Grundtyp zu. Beachten Sie dabei vorhandene nicht-bindende Elektronenpaare in den
MolekĂĽlen und deren Wirkung.

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Polare Bindungen und DipolmolekĂĽle

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Eine völlig unpolare Atombindung tritt nur in Molekülen mit gleichen Atomen auf. Die Elektronendichte des bindenden Elektronenpaares ist gleichmäßig zwischen den beiden Atomen verteilt, die bindenden Elektronen gehören beiden Atomen zum gleichen Teil. Sind Moleküle aus verschiedenen Atomen aufgebaut, so zieht ein Atom die bindenden Elektronen stärker an als das andere, es entsteht eine polare Bindung. Ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, in einer Atombindung das bindende Elektronenpaar an sich zu ziehen, ist die Elektronegativität (EN).

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Urheber: Digitale Lernwelten GmbH

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Im Wasserstoffmolekül ist die Ladungsdichte zwischen den beiden H-Atomen gleichmäßig verteilt, da beide Atome die Bindungselektronen gleich stark anziehen.

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Urheber: Digitale Lernwelten GmbH

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Im Chlorwasserstoffmolekül ist die Ladungsdichte ungleichmäßig verteilt, da das Cl-Atom die Bindungselektronen deutlich stärker anzieht, als das H-Atom. Die Elektronegativität von Cl-Atomen ist deutlich höher als die von H-Atomen.

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Sind bindende Elektronen ungleichmäßig verteilt, so entstehen an den an der Bindung beteiligten Atomen Partialladungen, auch Teilladungen genannt, welche mit den Symbolen δ+ und δ- gekennzeichnet werden. Man spricht von einer polaren Bindung, wenn die Differenz der Elektronegativitäten (ΔEN) der beteiligten Atome größer als 0,5 ist.

Ăśbung

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Verteilen Sie die Partialladungen korrekt auf die einzelnen Atome. Nutzen Sie ein PSE als Hilfsmittel.

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Hinweis: blaue Atome = Stickstoff, weiĂźe Atome = Wasserstoff, graue Atome = Kohlenstoff, rosa Atome = Bor, grĂĽne Atome = Fluor
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Moleküle, in denen die Schwerpunkte der Partialladungen nicht räumlich zusammenfallen, bezeichnet man als Dipol oder Dipolmolekül.

Betrachten wir nun das DichlormethanmolekĂĽl (CH2Cl2) und das SchwefelhexafluoridmolekĂĽl (SF6) und ĂĽberlegen, ob es sich um ein DipolmolekĂĽl handelt oder nicht. In den nachfolgenden Abbildungen sind Kohlenstoffatome schwarz, Wasserstoffatome weiĂź, Chloratome grĂĽn, Fluoratome hellgrĂĽn und Schwefelatome gelb dargestellt.

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Ăśbung

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Entscheiden Sie, bei welchen der gezeigten MolekĂĽle Dipole sind. Klicken Sie sie dazu an.

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1.4 Die Bindungsart – eine Frage der Elektronegativität?!

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Urheber: https://de.wikipedia.org/wiki/Linus_Pauling#/media/Datei:Linus_Pauling_1962.jpg

PD

Linus Pauling (1901–1994)

Nachdem wir die einzelnen Bindungstypen betrachtet haben, stellt sich nun die Frage, wann welche Bindungsart vorliegt und anhand welcher Kriterien man dies beurteilen kann. Schauen wir uns zunächst einige Klassiker an:

  • Natriumchlorid, auch Kochsalz genannt, eine klassische Ionensubstanz. Sie entsteht, wenn das Metall Natrium mit dem Nichtmetall Chlor reagiert. Die Differenz der Elektronegativitäten der beteiligten Atome liegt bei ΔEN=2,23.
  • Wasser, eine klassische MolekĂĽlsubstanz. Sie entsteht bei der Reaktion der beiden Nichtmetalle Wasserstoff und Sauerstoff. Die Differenz der Elektronegativitäten der beteiligten Atome liegt bei ΔEN=1,24.

Wir sehen: Die Art der beteiligten Atome und deren Elektronegativitätsdifferenz sind die ausschlaggebenden Kriterien.

Nach einem Vorschlag von Linus Pauling liegt bei einer Elektronegativitätsdifferenz von mehr als 1,7 zwischen den Bindungspartnern eine Ionenbindung vor, bei kleineren Unterschieden in der Elektronegativität (genauer gesagt im Bereich 0,5 bis 1,7) dagegen eine polare Atombindung. Mit dieser Regel können viele Verbindungen bereits eingeordnet werden.

Nichtsdestotrotz gibt es Ausnahmen: Bei Fluorwasserstoff, HF, mit ΔEN=1,78 liegt eine Atombindung vor, bei Magnesiumsulfid, MgS, mit ΔEN=1,27 eine Ionenbindung. Es lohnt daher ein Blick auf die Art der beteiligten Atome: Liegen zwei Nichtmetallatome vor, spricht dies für eine kovalente Bindung. Ein Metall- und ein Nichtmetallatom hingegen sprechen für eine ionische Verbindung.

Beide Kriterien zusammen liefern eine zuverlässige Aussage über die vorliegende Bindungsart.

Ăśbungen

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Ordnen Sie die Verbindungen ihrer jeweiligen Stoffklasse zu.

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Einteilung von Stoffklassen

Interpretieren Sie die Abbildung und diskutieren Sie die Tragfähigkeit der von Linus Pauling beschriebenen Einteilung in Stoffklassen anhand von Elektronegativitätswerten.

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Urheber: Digitale Lernwelten GmbH

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Und jetzt nochmal die Zuordnung vom Beginn des Moduls. Funktioniert es jetzt? 

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