1.

Einleitung

Chemische Bindung, allgemeine Bezeichnung für die Art des Zusammenhalts von Atomen in Molekülen chemischer Verbindungen oder kondensierter Materie (z. B. Kristalle). Der Begriff wird auch für den Zusammenhalt von Molekülen in kondensierter Materie (z. B. in Flüssigkeiten) verwendet. Chemische Bindungen sind nach heutigem Kenntnisstand elektromagnetischer Natur und entstehen durch verschiedenartige Bindungskräfte, zu denen man u. a. auch zwischenmolekulare Kräfte (z. B. Van-der-Waals-Kräfte) zählt. Im Mittelpunkt des Geschehens stehen die Elektronen bzw. die Elektronenhüllen der Atome. Bei der Annäherung der Atome kommt es zu einer Wechselwirkung zwischen den Elektronenhüllen.

Qualitative Kriterien zur Beschreibung chemischer Bindungen sind u. a. die Bindungsenergien und die Bindungsabstände – beispielsweise zur Betrachtung der Stärke einer Bindung. Die genaue Beschreibung von chemischen Bindungen gelingt nur näherungsweise mit Hilfe quantenmechanischer Methoden. Nach einer groben Untergliederung unterscheidet man die starken Hauptvalenzbindungen (hohe Bindungsenergien, kurze Reichweite) von den Nebenvalenzbindungen (kleine Bindungsenergien, weite Distanzen).

2.

Hauptvalenzbindungen

Bei den Hauptvalenzbindungen kennt man vier Fälle: die heteropolare (Ionenbindung), die kovalente (homöopolare Bindung), die koordinative (semipolare Bindung) und die metallische Bindung (siehe Metalle).

Die Ionenbindung kommt durch die Wirkung elektrostatischer Kräfte zwischen den unterschiedlich aufgeladenen Ionen zustande. Sie tritt häufig bei Verbindungen zwischen Metallen und ausgesprochenen Nichtmetallen (z. B. Halogene) auf – besonders bei Salzen.

In kovalenten Bindungen gehören ein oder mehrere Elektronen den beteiligten Atomen gemeinsam. Diese Art der Bindung ist häufig bei Verbindungen zwischen Nichtmetallen anzutreffen – z. B. die Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindungen in organischen Molekülen. Die Beschreibung von kovalenten Bindungen gelingt näherungsweise nur mit quantenmechanischen Methoden. Hier sind im Lauf der Zeit verschiedene Modellvorstellungen entwickelt worden, die je nach Bedarf auch heutzutage noch verwendet werden. Zu den wichtigsten Verfahren zählen die Valenzstrukturmethode (auch Valence-Bond- oder kurz VB-Methode) und die Molekülorbitalmethode (auch MO-Methode). Bei beiden Methoden werden Orbitale, also Aufenthaltswahrscheinlichkeitsräume für Elektronen, zur Betrachtung herangezogen.

Einen Sonderfall der kovalenten Bindung stellt die koordinative Bindung dar (auch semipolare Bindung). Rein schematisch betrachtet gibt dabei einer der Bindungspartner Elektronen an den anderen Bindungspartner ab, so dass bei beiden Partnern nur energetisch günstige Orbitale mit Elektronen besetzt werden. Diesen Bindungstyp trifft man beispielsweise bei den Komplexverbindungen und bei den metallorganischen Verbindungen an (in mancher Literatur auch Organometallverbindungen). Ausgewählte Beispiele wären Metallcarbonyle, z. B. Eisenpentacarbonyl (Fe(CO)₅) und Nickeltetracarbonyl (Ni(CO)₄).

Bei metallischen Bindungen sind die an der Bindung beteiligten Elektronen innerhalb des Metallgitters „frei beweglich”, d. h., die Art dieser Bindung unterscheidet sich wesentlich von den lokalisierten (wörtlich: örtlich begrenzten) Bindungen (siehe Metalle). Diesen Extremfall von delokalisierter Bindung findet man nicht nur bei den reinen Metallen, sondern auch bei den Legierungen.

3.

Nebenvalenzbindungen

Diese Art der Bindung wird u. a. durch zwischenmolekulare Kräfte verursacht. Grundlage dieses Bindungstyps sind elektrische Wechselwirkungen zwischen den einzelnen Bindungspartnern. Allgemein kennt man verschiedene Arten von zwischenmolekularen Kräften, zu denen beispielsweise die Londonkräfte und die Van-der-Waals-Kräfte zählen. Nebenvalenzbindungen beobachtet man u. a. bei den Edelgasen und Flüssigkeiten. Eine bekannter Typ der Nebenvalenzbindung ist die Wasserstoffbrückenbindung (z. B. die Wasserstoffbrücken zwischen den Strängen der DNA-Doppelhelix).