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Chemische Bindung

Warum Atome überhaupt binden

Einzelne Atome kommen in der Natur kaum vor. Sie schließen sich zusammen, und zwar aus einem einzigen Grund: Im gebundenen Zustand sind sie energieärmer und damit stabiler.

Beteiligt sind dabei ausschließlich die Valenzelektronen, also die Elektronen der äußersten Schale. Die Atomkerne bleiben bei jeder chemischen Reaktion unverändert, denn kein Kern gewinnt oder verliert Protonen oder Neutronen, das Element bleibt dasselbe. Wenn bei Säure-Base-Reaktionen ein H⁺ wandert, wechselt ein ganzer Wasserstoffkern den Partner.

Das Ziel ist fast immer dasselbe: eine voll besetzte Außenschale, also die Edelgaskonfiguration. Vereinfacht heißt das Oktettregel, also acht Elektronen außen.

Die Oktettregel ist eine Faustregel, kein Naturgesetz. Wasserstoff und Helium sind schon mit zwei Elektronen zufrieden, weil ihre erste Schale nur zwei Plätze hat. Größere Elemente können das Oktett auch überschreiten.

Welcher Bindungstyp entsteht, entscheidet die Elektronegativitätsdifferenz der Partner. Diese vier Typen wirst du am häufigsten gegeneinander abgrenzen müssen: die Ionenbindung und die kovalente Bindung als echte Bindungen, Wasserstoffbrücken und Van-der-Waals-Kräfte als zwischenmolekulare Kräfte, dazu kommt weiter unten ein fünfter, die metallische Bindung.

Vergleich von Ionenbindung, kovalenter Bindung, Wasserstoffbrücke und van-der-Waals-Wechselwirkung
Vergleich von Ionenbindung, kovalenter Bindung, Wasserstoffbrücke und van-der-Waals-Wechselwirkung. Ob zwischen zwei Atomen eine Ionenbindung oder eine kovalente Bindung entsteht, entscheidet vor allem die Elektronegativitätsdifferenz; zwischen Metallatomen entsteht die metallische Bindung. Zwischen kovalent und ionisch gibt es keine scharfe Grenze, sondern einen fließenden Übergang.

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Das steht außerdem in diesem Kapitel

  1. Die Ionenbindung
  2. Die kovalente Bindung
  3. Die metallische Bindung
  4. Wasserstoffbrückenbindungen
  5. Van-der-Waals-Wechselwirkungen
  6. Das solltest du sicher können