In der Natur treten Stoffe in den wenigsten Fällen als reine Elemente auf. Viel mehr gehen verschiedene Elemente aus energetischen Gründen Bindungen miteinander ein und bilden so chemische Verbindungen. Typisches Beispiel hierfür ist Wasser (H₂O). In diesem Fall verbinden sich zwei Wasserstoffatome (2H) mit einem Sauerstoffatom (O) und bilden so ein stabiles Wassermolekül:

\begin{align}
\label{wasser}
& 2 H ~+~ O ~\rightarrow ~ H_2O \\[5px]
\end{align}

Bringt man die beiden Wasserstoffatome hingegen mit einem Argonatom (Ar) in Kontakt, so wird sich keine stabile Verbindung zwischen diesen Elementen ergeben. Vielmehr bleibt das Argonatom für sich und die beiden Wasserstoffatome verbinden sich zu elementarem Wasserstoff (H₂):

\begin{align}
\label{argon}
& 2 H ~+~ Ar ~\rightarrow ~ H_2 ~+~ Ar \\[5px]
\end{align}

Weshalb sich manche Verbindungen ergeben und andere wiederum nicht, soll im Folgenden erläutert werden.

Betrachtet man die chemischen Elemente bezüglich ihres Bindungsverhaltens, so fällt vor allem bei den ganz rechts im Periodensystem stehenden Elemente der 8. Hauptgruppe auf, dass diese besonders stabil sind. Sie gehen praktisch keine chemischen Reaktionen mit anderen Atomen ein und bilden deshalb auch keine Moleküle, d.h. sie treten in der Natur nur einatomig auf.

Aus diesem Grund geht auch das oben beschriebene Argon keine chemische Bindung mit den beiden Wasserstoffatomen ein. Die Elemente der 8. Hauptgruppe sind bei Raumtemperatur alle gasförmig, was dieser Gruppe den Namen Edelgase verleiht. In Anlehnung ihres „trägen“ chemischen Verhaltens werden diese Gase auch als Inertgase bezeichnet (lat. iners= „träge“). Da diese Edelgase praktisch nicht mit anderen Stoffen reagieren, werden einige davon als Schutzgase gegen unerwünschte Oxidation beim Schweißen verwendet.

Da die Anzahl der Außenelektronen das chemische Verhalten eines Atoms entscheidend beeinflussen, bedeutet die Anzahl von acht Außenelektronen (bzw. zwei bei Helium) eine besonders stabile Elektronenbesetzung. Diese Elektronenkonfiguration ist energetisch offensichtlich sehr günstig. Auch die experimentellen Untersuchungen zum chemischen Bindungsverhalten von verschiedenen Atomen bestätigen diese Vermutung. So zeigt sich, dass Atome stets versuchen chemische Bindungen so einzugehen, dass sich um die beteiligten Atome jeweils acht bzw. zwei Außenelektronen bilden.

Man bezeichnet diesen Zustand eines Atoms innerhalb einer chemischen Bindung mit acht bzw. zwei Außenelektronen auch als Edelgaskonfiguration. Somit lässt sich eine wichtige Regel für das chemische Bindungsverhalten ableiten:

Jedes Atom hat das Bestreben die im Periodensystem nächstgelegene Edelgaskonfiguration zu erreichen (Oktettregel).

In Anlehnung an die Edelgase mit ihren acht Außenelektronen (Ausnahme: Helium) wird das Bestreben die Edelgaskonfiguration zu erzielen auch als Oktettregel bezeichnet. Der Edelgaszustand wird eben dadurch erreicht, dass die Atome chemische Bindungen eingehen und dabei Elektronen entweder …

• aufnehmen bzw. abgeben (Ionenbindung, Metallbindung), oder
• gemeinsam mit anderen Atomen verwenden (kovalente Bindung).

In den folgenden Kapiteln sollen die wichtigsten Bindungsarten in aller Kürze erläutert werden. Dabei ist stets zu beachten, dass Bindungen in der Realität nicht scharf auf eine Bindungsart begrenzt werden können. Vielmehr weisen chemische Verbindungen Merkmale verschiedener Bindungstypen auf.

Anmerkung

Fälschlicherweise wird im Kontext des Bohrschen Atommodell oft behauptet, dass die Edelgaskonfiguration eine vollbesetzte Außenschale bedeutet. Diese Aussage ist jedoch falsch! Denn im Atommodell nach Bohr ergibt sich die maximale Anzahl Elektronen auf der \(n\)-ten Schale nach folgender Formel (siehe Kapitel Bohrsches Atommodell):

\begin{equation}
N_{max} = 2 \cdot n^2
\end{equation}

Mit n=3 bietet Argon nach dem Bohrschen Atommodell auf seiner äußersten dritten Schale somit für maximal N=18 Elektronen Platz. Argon besitzt auf dieser Schale jedoch gerade einmal 8 Außenelektronen. Die äußerste Schale ist also bei weitem nicht voll besetzt! Es wird an dieser Stelle nämlich mit der falschen Modellvorstellung argumentiert. Vielmehr ist die Aussage der vollbesetzten (Unter-)Schale im Zusammenhang mit den von Sommerfeld eingeführten Orbitalen zu sehen (Sommerfeld-Erweiterung):

Die Edelgaskonfiguration bedeutet ein voll besetztes Orbital (Unterschale) im Bohr-Sommerfeld-Modell!

Genauer gesagt handelt es sich bei der Edelgaskonfiguration um ein vollbesetztes p-Orbital. Ausnahme bildet Helium mit einem vollbesetztes s-Orbital.

Bei der Verbindung zweier Metalle zeigt sich die sogenannte Metallbindung als hauptsächliche Bindungsart. Dabei geben die Metallatome untereinander alle ihre Außenelektronen ab und erreichen somit die Edelgaskonfiguration.

Die Metallatome werden nach Abgabe der Elektronen zu positiv geladenen Kationen. Zwischen diesen positiv geladenen Atomrümpfen bilden die abgegeben Elektronen das sogenannte Elektronengas, da sich die Elektronen praktisch wie in einem Gas frei in der Metallstruktur bewegen können. Der Zusammenhalt der Atome kommt durch die elektrostatische Anziehungskraft zwischen den positiven Atomrümpfen und dem negativen Elektronengas zustande. Wie der Name bereits andeutet, hat diese Bindungsart vor allem bei Metallen eine besondere Bedeutung.

Die freie Beweglichkeit der Elektronen im Elektronengas ist letztlich auch die Ursache für die im Allgemeinen gute elektrische und thermische Leitfähigkeit der Metalle. Ausnahme von dieser Eigenschaft bildet die Gruppe der sogenannten Halbmetalle. Die gegenseitigen Abstoßungskräfte der Metall-Kationen und die gleichzeitige anziehende Wirkung des Elektronengases führen zu einer regelmäßigen Gitterstruktur.

Im Gegensatz zu den Atomrümpfen einer Ionenbindung, die aus Anionen bzw. Kationen bestehen, sind die Atomrümpfe der Metallbindung völlig identisch. Bei Verschiebung einzelner Atome bzw. ganzer Atomreihen ergeben sich in einem Metall prinzipiell keine Änderungen im atomaren Aufbau Im Gegensatz hierzu treffen bei einer Verschiebung im Ionengitter gleichartige Atomrümpfe aufeinander. Die wirkenden Abstoßungskräfte führen dann schließlich zum „Zerspringen“ des Materials. Dies ist auch der Grund weshalb Keramiken aufgrund ihres Ionenbindungscharakters sehr viel spröder sind und sich im Allgemeinen nicht wie Metalle plastisch (bleibend) verformen lassen.

Die Ionenbindung ist die vorherrschende Bindungsart bei der Verbindung eines Metalls mit einem Nichtmetall. Die an der Bindung beteiligten Metallatome geben dabei Außenelektronen ab, die von den Nichtmetallatomen aufgenommen werden. In beiden Fällen wird somit die Edelgaskonfiguration für die jeweiligen Atome erreicht.

Aus dem Metallatom wird nach Abgabe der Elektronen ein positiv geladenes Ion (Kation genannt). Aus dem Nichtmetallatom wird nach Aufnahme der Elektronen hingegen ein negativ geladenes Ion (Anion genannt). Der Zusammenhalt zwischen den Metall- und Nichtmetallatomen kommt durch die elektrostatische Anziehung den ungleichnamig geladenen Ionen zustande. Die Ionenbindung hat besondere Bedeutung für Keramiken.

Solche gitterförmigen Verbindungen aus Anionen und Kationen werden häufig auch als Salze bezeichnet. Typisches Beispiel einer Ionenverbindung ist deshalb Kochsalz (NaCl). Bei dieser Verbindung geben die Natriumatome (Na) als Alkalimetalle ihre einzigen Außenelektronen ab. Die Metallatome verlieren somit praktisch ihre dritte M-Schale, sodass auf der darunterliegenden L-Schale die Edelgaskonfiguration mit acht Außenelektronen zum Vorschein kommt. Gleichzeitig werden die abgegebenen Außenelektronen der Natriumatome von den nichtmetallischen Chloratomen aufgenommen. Die Chloratome mit ihren eigentlich sieben Außenelektronen binden somit nun jeweils acht Außenelektronen um sich und erzielen damit die Edelgaskonfiguration. In der Folge kommt es zwischen den positiven Natriumatomen und den negativen Chloratomen zu Anziehungskräften und zur Ausbildung einer Gitterstruktur.

Als Salze bezeichnet man ionische Verbindungen bestehend aus Anionen und Kationen!

Grundsätzlich ist das Bestreben eines Atoms Elektronen an sich zu binden dann besonders groß, wenn nur wenigen Außenelektronen für die Edelgaskonfiguration fehlen. Dies trifft insbesondere für die Elemente der Gruppe der Halogene mit jeweils sieben Außenelektronen zu (z.B. Chlor). Umgekehrt ist das Bestreben Elektronen aufzunehmen bei solchen Atomen gering, die auch nur eine geringe Anzahl an Außenelektronen besitzen. Für diese ist es in der Regel energetisch günstiger die wenigen Elektronen abzugeben anstatt viele aufzunehmen. Dies trifft insbesondere für die Gruppe der Alkalimetalle zu, deren Atome nur jeweils ein Außenelektron besitzen (z.B. Na).

Ein solches mehr oder wenig stark ausgeprägtes Bestreben von Atomen zusätzliche Elektronen im Bindungsfall an sich zu binden, wird auch Elektronegativität genannt. Aus den oben besagten Gründen nimmt die Elektronegativität innerhalb einer Periode des Periodensystems von links nach rechts zu. Dies kann auch damit begründet werden, dass die Protonenzahl und somit die positive Wirkung des Kerns mit steigender Ordnungszahl zunimmt. Hierdurch wird die Fähigkeit des Atoms Elektronen an sich zu binden größer. Die Werte für die Elektronegativität der chemischen Elemente sind in der untenstehenden Abbildung gezeigt (je dunkler das rot, desto höher die Elektronegativität).

Innerhalb einer Gruppe nimmt die Elektronegativität hingegen in der Regel von oben nach unten ab. Grund hierfür ist der größere Abstand der Außenschale vom Atomkern, da ja mit jeder Periode eine neue Schale hinzukommt. Durch den größeren Abstand wird auch die anziehende Wirkung des Kerns auf die Valenzelektronen geringer. Dementsprechend sinkt die Fähigkeit der Atome weitere Elektronen an sich zu binden. Beachte, dass sich den Edelgasen keine Elektronegativität zuordnen lässt, da diese keine Bindungen eingehen bzw. nicht bestrebt sind Elektronen abzugeben. Ebenfalls kann den künstlich erzeugten Elementen aus praktischen Gründen kein Bindungsverhalten nachgewiesen werden.

Die Tendenz von Atomen andere Elektronen an sich zu binden wird Elektronegativität genannt. Die Elektronegativität steigt im Periodensystem von links nach rechts und nimmt von oben nach unten ab!

Ob sich eine Ionenbindung ausbildet oder nicht, hängt von der Eigenschaft der beteiligten Atome ab Elektronen abzugeben bzw. aufzunehmen. Die Nichtmetallatome sollten dabei eine möglichst große Tendenz zur Elektronenaufnahme haben (große Elektronegativität), während die Metallatome eher zur Elektronenabgabe neigen sollten (geringe Elektronegativität). Aus diesem Grund kann aus der Differenz der Elektronegativitätswerte zweier Elemente auf deren Ionenbindungscharakter geschlossen werden.

Ist die Differenz in den Elektronegativitäten zweier chemischer Elemente größer als 1,8 so wird hauptsächlich eine ionische Bindung vorliegen. Ist die Differenz hingegen geringer als 1,8 so ist vorwiegend mit einer kovalenten Bindung zu rechnen. Grundsätzlich existiert bei einer Ionenbindung jedoch immer auch ein gewisser Anteil an kovalenten Verbindungen. So weist bspw. das oben vorgestellte Natriumchlorid einen Ionenbindungscharakter von etwa 75% auf. Die restlichen 25% entfallen auf einen kovalenten Anteil.

Ist der Unterschied in den Elektronegativitäten zweier chemischer Elementen größer als 1,8, wird hauptsächlich eine ionische Bindung vorhanden sein!

Die kovalente Bindung tritt hauptsächlich bei der Verbindung zweier Nichtmetalle auf. Die an der Bindung beteiligten Atome, verwenden dabei gemeinsam („co“) Außenelektronen („valent“), um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Aus diesem Grund wird diese Bindungsform kovalente Bindung genannt (oder auch Elektronenpaarbindung). Etwas unpräzise wird diese auch oft als Atombindung bezeichnet. Neben Gasen hat diese Bindungsart vor allem bei Kunststoffen und Keramiken eine besondere Bedeutung.

In einer kovalenten Bindung verwenden die beteiligten Atome gemeinsame Valenzelektronen, um hierdurch die Edelgaskonfiguration zu erreichen.

Mit Hilfe der kovalenten Bindung wird letztlich auch der Grund ersichtlich weshalb Wasserstoff in der Natur nicht als einzelnes H-Atom sondern stets als H₂-Molekül auftritt (elementarer Wasserstoff). Auf diese Weise können die beiden H-Atome ihre Außenelektronen praktisch gemeinsam verwenden. Damit wird die Edelgaskonfiguration des Heliumatoms mit seinen zwei Außenelektronen erreicht.

Aus demselben Grund treten auch Chlorteilchen auf elementarer Ebene stets als Molekül Cl₂ auf (elementares Chlor). Die obrere Abbildung zeigt neben diesen Beispielen auch den kovalenten Zusammenschluss von vier Wasserstoffatomen (4 H) und einem Kohlenstoffatom (C) zu einem Methanmolekül (CH₄). Ebenfalls ist die kovalente Bindung eines Wassermoleküls (H₂O) gezeigt, bestehend aus einem Sauerstoffatom (O) und zwei Wasserstoffatomen (2H). Beachte, dass in der Abbildung lediglich die Außenelektronen der Atome abgebildet sind, da nur diese für die chemische Bindung maßgebend sind.

Die in der Animation gezeigte Darstellung der kovalenten Bindungen ist zwar sehr anschaulich, aber in vielen Fällen zu aufwendig bzw. gerade bei Doppelbindungen auch gar nicht mehr möglich. Aus diesem Grund bedient man sich der sogenannten Valenzstrichformel. Dabei werden die Valenzelektronen der einzelnen Atomen mit einem Punkt neben dem Elementsymbol dargestellt. Bei einem Wasserstoffatom mit lediglich einem Valenzelektron befindet sich somit ein Punkt rechts neben dem H-Symbol. Bei vier Außenelektronen wie bspw. beim Kohlenstoffatom befindet sich hingegen jeweils ein Punkt rechts, links, oberhalb und unterhalb des Elementsymbols. Bei Atomen mit mehr als vier Valenzelektronen kommt jeweils ein Elektron auf den Seiten hinzu. Eine solche Schreibweise wird auch als Elektronenformel bzw. Lewis-Formel bezeichnet.

Gehen die Atome mit anderen Atomen nun kovalente Bindungen ein, so werden die an der Bindung beteiligten Elektronen mit einen Strich zusammengefasst. Diese Elektronen werden dann im Speziellen auch Bindungselektronen genannt. Auf dieselbe Weise werden die übrigen Elektronenpaare eines Atoms ebenfalls mit einem Strich verbunden. Dabei handelt es sich jedoch nicht mehr um Bindungselektronen, da diese im Prinzip nichts mit der Bindung an sich zu tun haben. Auf diese Weise erhält man nun eine sehr anschauliche Information über die Bindungsverhältnisse des entstehenden Moleküls.

Sehr deutlich wird dabei auch die Edelgaskonfiguration, die durch die umgebenden Elektronenpaare um ein Element gebildet wird. So zeigt sich in allen abgebildeten Fällen entweder die Edelgaskonfiguration des Heliums mit zwei Außenelektronen (bzw. einem Elektronenpaar) oder die Edelgaskonfiguration mit acht Außenelektronen (bzw. vier Elektronenpaaren). Mit Hilfe dieser symbolischen Schreibweise lassen sich auch Doppelbindungen sehr anschaulich darstellen, wie sie bei Kohlenstoffdioxid (CO₂) oder auch bei Ethylen (C₂H₄) vorkommen.

Die Valenzstrichformel macht deutlich, dass sich bei kovalenten Bindungen immer mindestens ein Elektronenpaar findet, welches gemeinsam eine chemische Bindung bildet. Aus diesem Grund wird die kovalente Bindung auch Elektronenpaarbindung genannt.

Die Schreibweise mit der lediglich die Art und die Anzahl der in einem Molekül vorkommenden Atome beschrieben wird (z.B. H₂, CO₂, C₂H₄), etc.), wird Summenformel bzw. Molekülformel genannt.