Grundsätzlich gibt es drei Bindungstypen, wie Atome in Verbindungen zusammengehalten werden. Bekannt ist die Metallbindung (in Metallen), die Ionenbindung (in Salzen) und die Atombindung in molekularen Stoffen. In diesem Kapitel soll speziell auf die Atombindung eingegangen werden, bzw. auf die verschiedenen Arten von Atombindung. In der Regel tritt die Atombindung zwischen Nichtmetallatomen auf.
Die Atombindung erfolgt zwischen zwei Nichtmetallatomen (Elektronenmangel gg. dem Oktett), die Schreibweise der Bindung erfolgt durch einen Bindungsstrich (gemeinsames Elektronenpaar): A-B
Das Oktett wird durch den gemeinsamen Besitz von Elektronenpaaren erreicht (Bindungselektronen zählen zu beiden Atomen). Der Zusammenhalt der Atome beruht dabei auf der Anziehungskraft zwischen den positiv geladenen Atomrümpfen und den negativ geladenen Elektronen, die sich zwischen beiden Atomrümpfen befinden, diese Anziehungskraft ist räumlich gerichtet (begrenzte Atomverbände -> Moleküle)
Nun braucht man nicht viele physikalische Kenntnisse zu haben, um zu sehen, dass eine Atombindung nicht immer gleich ist. Beispiele:
Wasserstoff (H-H). Jedes Atom besitzt im Atomkern ein Proton, zwischen den beiden Wasserstoffatomen befinden sich die beiden Bindungselektronen. Nun hat jeder der positiv geladenen Wasserstoffatomekerne eine Anziehungskraft (positives Teilchen und negatives Teilchen ziehen sich an) auf die beiden Bindungselektronen. Da beide Wasserstoffatome bzw. Atomrümpfe gleich positiv geladen sind, werden die beiden Bindungselektronen jeweils gleich stark angezogen und die Bindungselektronen sind symmetrisch zwischen den beiden Wasserstoffatom(rümpfen) verteilt. Man spricht hier von einer unpolaren Atombindung.
Ein Atomkern hat 9 Protonen (positiv geladen) der andere nur 5 Protonen. Die (Bindungs)elektronen, die sich zwischen den beiden Atomen befinden, werden somit von den unterschiedlichen Atomkernen unterschiedlich stark angezogen. Die 9 Protonen ziehen die Bindungselektronen stärker an, als die 5 Protonen des anderen Atomkerns. Die Bindungselektronen sind also nicht mehr gleich zwischen den Atomen verteilt, sondern einem Atom “hingezogen”. Man spricht in diesem Fall von einer polarisierten Atombindung.
Ganz so einfach wie in dem letzten Beispiel ist es nicht vorherzusagen, welche Atom bzw. Atomkern die Bindungselektronen in einer Verbindung stärker an sich zieht. Natürlich zieht ein Atom(rumpf) mit einer größeren positiven Ladung (aufgrund der höheren Anziehungskraft) die Bindungselektronen eher zu sich an, als der Atomrumpf mit der kleineren positiven Kernladung,
Die Anziehungskraft ist aber nicht nur von der Protonenzahl im Atomkern abhängig, sondern auch vom Radius des Atoms bzw. Atomrumpfes. Hier gilt, je größer der Radius des Atomrumpfes ist, umso schwächer ist die Anziehungskraft des positiv geladenen Atomkerns auf die Bindungselektronen, da die Entfernung zwischen positiver und negativer Ladung größer ist. Nun könnte man die beiden Größen “Kernladungszahl” und “Atomradius” in einer Formel in eine Beziehung miteinander bringen. Da dies hier nicht groß von Interesse ist, wird nur die Lösung angesprochen. Die Werte, die man aus diesen Betrachtungen erhält, ist die sog. Elektronegativität(szahl), kurz EN-Zahl für jedes einzelne Atom (Ausnahme: Edelgase haben keine EN-Zahl). Die Elektronegativität ist -bekanntlich definiert- als ein Maß für die Stärke eines einzelnen Atoms in einer Verbindung die Bindungselektronen an sich zu ziehen. Mithilfe dieses Wertes muss man sich nun keine Gedanken mehr machen über den Einfluss der Kernladung und der Atomradien.
Beispiel: H2O: Das H-Atom hat eine EN-Zahl von 2,2. Sauerstoff eine EN-Zahl von über 3. Somit kann mithilfe der Elektronegativität ausgesagt werden, dass die Bindungselektronen zwischen dem H- und dem O-Atom eher zum O-Atom hingezogen werden (Die Indexzahl in der Verbindung H2 O spielt bei der Betrachtung des Bindungstypen keine Rolle). Zu Berechnung der Elektronegativitätsdifferenz wird dabei der größere Wert von kleineren Wert abgezogen.
Typen von Bindungen:
| 0,0 | unpolare Atombindung |
| 0,01 – 0,39 | schwach polare Atombindung |
| 0,40 – 0,99 | polare Atombindung |
| 1,0 – 1,69 | stark polare Atombindung |
| ab 1,7 | Ionenbindung |
Achtung:
Aufgrund der Rundungen der EN-Zahlen von Atomen bzw. Elementen im Periodensystem (oft nur die Angabe einer Nachkommastelle) sollte mit den daraus resultierenden Werten in machen Fällen vorsichtig umgegangen werden. Ebenso sind Elektronegativitätsdifferenzen zu Beurteilung kein “festes Gesetz”, sondern oft nur eine “Richtungsangabe”.