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Die chemische Bindung umfasst die Atombindung (kovalente Bindung) und die Ionenbindung. In der Atombindung teilen sich Nichtmetallatome Elektronenpaare und bilden Moleküle mit charakteristischen räumlichen Strukturen; die Ionenbindung entsteht durch Elektronenübertragung zwischen Metall und Nichtmetall, wobei sich die entstehenden Ionen in einem stabilen Ionengitter anordnen.
Atome streben grundsätzlich nach einem energetisch günstigen Zustand, der Edelgaskonfiguration. Dies bedeutet, dass sie eine voll besetzte äußere Elektronenschale (meist acht Valenzelektronen) erreichen wollen, was auch als Oktettregel bezeichnet wird. Um diesen Zustand zu erreichen, können Atome Elektronen entweder teilen, aufnehmen oder abgeben.
Die Atombindung (kovalente Bindung) ist die häufigste Bindungsart und tritt zwischen Nichtmetallatomen auf. Hier teilen sich die Atome Elektronenpaare, um gemeinsam die Oktettregel zu erfüllen. Im Gegensatz zur Ionenbindung entsteht keine vollständige Ladungstrennung; die Bindungselektronen stehen beiden Partnern zur Verfügung und bilden eine gemeinsame Elektronenwolke. Die entstehenden Verbindungen heißen Moleküle.
Das einfachste Beispiel ist das Wasserstoffmolekül (H2). Jedes H-Atom besitzt ein Elektron im 1s-Orbital. Bei der Annäherung überlappen die kugelförmigen Orbitale und erzeugen zwischen den Kernen eine Zone hoher Elektronendichte. Die anziehenden elektrostatischen Wechselwirkungen zwischen den positiv geladenen Kernen und der negativen Elektronenwolke überwiegen die gegenseitige Abstoßung der Kerne, wodurch eine stabile Bindung entsteht.
Zur Darstellung dient die Valenzstrichformel (Lewis-Formel), in der bindende Elektronen als Striche und nichtbindende als Punkte oder Striche gezeichnet werden. Eine Sonderform ist die koordinative Bindung, bei der beide Bindungselektronen von nur einem Partner – dem Donator – stammen und der Akzeptor eine Elektronenlücke aufweist.
Häufig sind mehrere Elektronenpaare notwendig, um ein Elektronenoktett zu erreichen. Die Zahl der kovalenten Bindungen eines Atoms kann näherungsweise mit Nkovalent = 8 – N berechnet werden, wobei N die Anzahl der Valenzelektronen (Hauptgruppennummer) ist. So bilden sich Mehrfachbindungen: Doppelbindungen (z. B. O2) und Dreifachbindungen (z. B. N2). In der organischen Chemie spricht man bei Kohlenwasserstoffen von Alkanen (nur Einfachbindungen), Alkenen (mind. eine Doppelbindung) und Alkinen (mind. eine Dreifachbindung).
Die Bindungslänge wird von der Bindungsordnung und dem Atomradius beeinflusst: Mit steigender Bindungszahl und kleinerem Atomradius sinkt die Länge. Beispielsweise betragen die Abstände für C–C 154 pm, C=C 134 pm und C≡C 120 pm. Entsprechend nimmt die Bindungsenthalpie (Energie zum Spalten der Bindung) zu: ΔH(Einfachbindung) < ΔH(Doppelbindung) < ΔH(Dreifachbindung).
Weisen die Bindungspartner unterschiedliche Elektronegativitätswerte auf, entsteht eine polare kovalente Bindung. Die Elektronen werden ungleich verteilt, sodass Partialladungen (δ+ und δ–) auftreten – das Molekül wird zum Dipol. Die Polarität wächst mit der Elektronegativitätsdifferenz, erreicht jedoch nicht das Ausmaß einer Ionenbindung.
Im Valence-Bond-Modell entsteht eine σ-Bindung durch frontale Überlappung von Orbitalen (z. B. s-s, p-p). Die Vierbindigkeit des Kohlenstoffs erklärt sich durch zwei Prozesse: Promotion (Anregung eines s-Elektrons, sodass ein s- und drei p-Elektronen ungepaart vorliegen) und Hybridisierung. Bei der sp³-Hybridisierung verschmelzen ein s- und drei p-Orbitale zu vier gleichwertigen sp³-Hybridorbitalen, die sich tetraedrisch anordnen (Winkel 109,5°), wie im Methan (CH4). Doppelbindungen (z. B. Ethen) nutzen sp²-Hybridorbitale: Die sp²-Orbitale bilden eine σ-Bindung und das verbleibende p-Orbital eine seitliche π-Bindung, die schwächer ist und die Rotation einschränkt. Eine Dreifachbindung besteht aus einer sp-sp-σ-Bindung und zwei π-Bindungen.
Das VSEPR-Modell (Valence Shell Electron Pair Repulsion) erklärt die räumliche Struktur allein durch die Abstoßung von Valenzelektronenpaaren. Drei Regeln gelten: (1) Alle Elektronenpaare nehmen möglichst viel Raum ein. (2) Nichtbindende Paare beanspruchen mehr Platz als bindende. (3) Einfach- und Mehrfachbindungen werden gleich behandelt. Beispiele: Methan (CH4) ohne nichtbindende Paare ist tetraedrisch (109,5°), Ammoniak (NH3) mit einem freien Paar hat 107,8°, und Wasser (H2O) mit zwei freien Paaren nur 104,5°.
Kovalente Stoffe haben überwiegend niedrige Schmelz- und Siedepunkte, sind oft flüchtig (z. B. Benzin) und können als Gase, Flüssigkeiten oder formbare Festkörper (z. B. Kunststoffe) vorliegen. Sie bilden diskrete Moleküle, während ionische Verbindungen stets kristalline Festkörper mit hohen Schmelzpunkten sind.
Die Ionenbindung tritt typischerweise zwischen Elementen mit einer großen Differenz in ihrer Elektronegativität (die Fähigkeit eines Atoms, Bindungselektronen an sich zu ziehen) auf – meist zwischen Metallen und Nichtmetallen. Das Metallatom gibt Elektronen ab und wird zu einem positiv geladenen Kation, während das Nichtmetallatom diese Elektronen aufnimmt und zu einem negativ geladenen Anion wird.
Zwischen diesen entgegengesetzt geladenen Ionen wirkt die Coulomb-Kraft. Man kann sich das wie bei zwei Magneten vorstellen: Ungleiche Ladungen ziehen sich an. Diese Anziehungskraft wirkt in alle Raumrichtungen gleichermaßen, weshalb Ionen keine abgeschlossenen Moleküle bilden, sondern sich in einer hochgeordneten Struktur, dem Ionengitter, organisieren.
Die Stabilität dieses Gitters wird durch die Gitterenergie bestimmt. Das ist die Energie, die frei wird, wenn sich gasförmige Ionen zu einem festen Kristall zusammenfügen. Je höher die Ladung der Ionen und je kleiner ihr Radius ist (wodurch sie näher zusammenrücken können), desto stärker ist die Gitterenergie und damit der Zusammenhalt des Salzes.
Salze sind aufgrund dieser starken Gitterkräfte bei Raumtemperatur meist fest und haben hohe Schmelz- und Siedepunkte. Ein wichtiges Merkmal ist ihre Sprödigkeit: Wenn man auf einen Salzkristall schlägt, verschieben sich die Schichten im Gitter. Dadurch kommen sich gleichnamig geladene Ionen (z. B. Plus und Plus) direkt gegenüber, stoßen sich schlagartig ab und der Kristall zerbricht.
In festem Zustand leiten Salze keinen elektrischen Strom, da die Ionen fest auf ihren Gitterplätzen fixiert sind. Erst wenn das Gitter zerstört wird – entweder durch Schmelzen oder durch Lösen in einem Lösungsmittel wie Wasser (Hydratation) – werden die Ionen beweglich und können als Ladungsträger fungieren.
