Bildung von Molekülen
Atome verbinden sich zu Molekülen, weil eine gemeinsame oder übertragene Elektronenhülle energetisch günstiger ist als jedes Atom für sich allein.
Warum Atome sich verbinden
Nur die äußerste Elektronenschale eines Atoms — die Valenzschale — bestimmt sein chemisches Verhalten. Ist sie vollständig gefüllt, wie bei den Edelgasen Helium, Neon oder Argon, ist das Atom reaktionsträge und geht praktisch keine Verbindungen ein. Alle anderen Elemente "streben" danach, ebenfalls diese stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen — die sogenannte Oktettregel: acht Außenelektronen (bei Wasserstoff und Helium genügen bereits zwei).
Um dieses Ziel zu erreichen, bleibt einem Atom nur, Elektronen mit anderen Atomen zu teilen oder ganz abzugeben beziehungsweise aufzunehmen. Welcher Weg gewählt wird, hängt im Wesentlichen von der Elektronegativität ab — einem Maß dafür, wie stark ein Atom Elektronen in einer Bindung an sich zieht. Aus dem Zusammenspiel von Valenzelektronen, Edelgaskonfiguration und Elektronegativität ergibt sich die gesamte Systematik chemischer Bindungen.
Schalenmodell: Die erste Schale fasst maximal 2 Elektronen, jede weitere Schale bis zur Valenzschale maximal 8 — erst eine volle Schale ist stabil.
Kovalent, ionisch, metallisch
Je nachdem, wie ähnlich sich zwei Bindungspartner in ihrer Elektronegativität sind, entsteht eine von drei grundlegenden Bindungsarten. Die Übergänge zwischen ihnen sind dabei fließend — es gibt kein scharfes Entweder-Oder, sondern ein Kontinuum.
Kovalente Bindung im Detail
In einer kovalenten Bindung überlappen sich die Elektronenwolken zweier Atome, und ein Elektronenpaar hält sich bevorzugt zwischen beiden Kernen auf — es gehört gewissermaßen beiden Atomen gleichzeitig. Je nachdem, wie viele Elektronenpaare auf diese Weise geteilt werden, spricht man von Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindungen. Mehr geteilte Paare bedeuten eine kürzere und stärkere, aber auch starrere Bindung.
Von oben nach unten steigt die Anzahl geteilter Elektronenpaare — die Bindung wird kürzer und stärker: H–H (436 kJ/mol) < O=O (498 kJ/mol) < N≡N (945 kJ/mol). In jedem Fall füllt die Bindung zusammen mit eventuellen freien Elektronenpaaren die Valenzschale beider Atome vollständig auf.
Ionenbindung am Beispiel Kochsalz
Natrium besitzt ein einzelnes, locker gebundenes Außenelektron; Chlor fehlt nur ein einziges Elektron zur vollen Valenzschale. Statt sich ein Elektronenpaar zu teilen, gibt Natrium sein Außenelektron vollständig an Chlor ab. Übrig bleiben zwei geladene Teilchen: ein positiv geladenes Natrium-Ion (Na⁺) und ein negativ geladenes Chlorid-Ion (Cl⁻) — beide jetzt mit voller Edelgaskonfiguration. Die elektrostatische Anziehung zwischen den entgegengesetzten Ladungen ist die Ionenbindung selbst.
Anders als bei einem einzelnen Molekül ordnen sich in einem Ionenkristall wie Kochsalz unzählige Na⁺- und Cl⁻-Ionen zu einem regelmäßigen, dreidimensionalen Gitter — deshalb gibt es "ein NaCl-Molekül" im strengen Sinn nicht, sondern nur das Ionengitter als Ganzes.
Na⁺ + Cl⁻ → NaCl (Ionengitter)
Vom unpolaren Molekül zum Ionenkristall
Die drei Bindungstypen sind keine scharf getrennten Kategorien, sondern Endpunkte eines Spektrums, das allein von der Elektronegativitätsdifferenz Δ EN der beteiligten Atome bestimmt wird. Bei Δ EN nahe null teilen sich beide Atome die Elektronen gleichmäßig (unpolar kovalent). Wächst die Differenz, verschiebt sich die Elektronendichte spürbar zum elektronegativeren Partner (polar kovalent) — bis der Unterschied so groß wird, dass ein vollständiger Übergang günstiger ist als ein geteiltes Paar (ionisch).
Als Faustregel gilt: Δ EN unter ~0,5 unpolar kovalent, bis ~1,7 polar kovalent, darüber überwiegend ionisch — die Übergänge sind fließend.
Die Polarität einer Bindung bestimmt, wie sich ein Molekül verhält: Wasser ist wegen seiner polaren O–H-Bindungen und der gewinkelten Form ein hervorragendes Lösungsmittel für Salze — die Grundlage fast jeder Chemie in wässriger Lösung, von der Zelle bis zum Ozean.