Atombindung
Die Atombindung (auch Elektronenpaarbindung, kovalente Bindung, homöopolare Bindung oder unpolare Bindung genannt) sorgt in der Chemie dafür, dass zwei oder mehr Atome eine feste Bindung miteinander eingehen. Das Grundprinzip der Atombindung beruht darauf, das die Bindungspartner sich gegenseitig Elektronen zur "Benutzung" zur Verfügung stellen, um so den Edelgaszustand zu erreichen. Im Gegensatz zur Ionenbindung tragen die atomaren Bindungspartner dabei keine elektrischen Ladungen, da jedes Atom seine Elektronen behält.
Mit einer Atombindung können Atome des gleichen chemischen Elements oder auch Atome verschiedener chemischer Elemente verknüpft werden. Dabei entsteht ein Molekül oder (seltener) ein Atomgitter.
Im Kugelwolkenmodell oder Orbitalmodell bilden die Bindungspartner gemeinsame Elektronenpaare aus, das heißt Paare von Elektronen, die den Elektronenhüllen beider an der Atombindung beteiligter Atome angehören. Daher bieten sich ungepaarte Elektronen zur Bildung gemeinsamer Elektronenpaare an.
Wie halten Atombindungen?
Bei der Ionenbindung halten die geladenen Atome (Ionen: Kation + und Anion - ) zusammen, weil unterschiedliche geladenen Teilchen sich gegenseitig anziehen.
Bei der Atombindung geben die Atome keine Elektronen ab, sind also nicht geladen. Stattdessen werden die gemeinsamen Elektronen von beiden Atomkernen angezogen, wodurch die Atome zusammenhalten. Zwar stoßen sich die beiden Kerne und auch die Elektronen ab. Die Abstoßung wird aber durch die zwischen den Atomen konzentrierten Elektronen teilweise abgeschirmt, so dass die anziehende Wechselwirkung zwischen Elektronen und Kernen überwiegt.
Die gemeinsamen Elektronen werden von beiden Kernen angezogen (4 grüne Linien)
''während sich die Elektronen bzw. die Kerne abstoßen (nur 2 rote Linien)
Wie wird der Edelgaszustand bei Atombindungen erreicht?
Nach dem vereinfachten Schalenmodell sind Atome bestrebt, ihre äußere Elektronen-Schale mit entweder 8 Elektronen oder gar keinen Elektronen zu füllen, um so eine besonders stabile Edelgaskonfiguration zu erhalten (Oktettregel).
-- Bild : HCl-Molekül mit einfachem Schalen-Modell --
Anstatt das das Wasserstoff-Atom ein Elektron an das Chlor-Atom abgibt, überlappen die äußeren Elektronenschalen von beiden Atomen. So liegt das eine Elektron des Wasserstoff-Atoms (rot) auch auf der Schale des Chlor-Atoms, während ein Außen-Elektron des Chlor-Atoms (gelb) auch auf der Schale des Wasserstoff-Atoms liegt. So haben beide Atome auf der äußersten Schale gleich viele Elektronen wie das nächste oder vorherige Edelgas.
Atombindung beim Chlor-Molekül
Zwei Chlor-Atome, die jeweils 7 Außenelektronen (also 3 Elektronenpaare und ein ungepaartes Elektron) in ihrer Atomschale besitzen, können beispielsweise ein Chlormolekül bilden. In diesem tun sich die zwei ungepaarten Elektronen zu einem gemeinsamen Elektronenpaar zusammen, so dass durch diesen "Trick" jedes einzelne Chloratom über die Atombindung zu einer Achterkonfiguration in der Außenschale kommt.
-- Bild : Cl2-Molekül mit einfachem Schalen-Modell --
-- Bild : Cl2-Molekül mit Kugelwolken-Modell --
Durch Überlappung der zwei einfach besetzten Elektronenwolken erreichen beide ihren Edelgaszustand. Jede der 4 Elektronenwolken ist mit 2 Elektronen besetzt.
Siehe auch: Molekül, Bohrsches Atommodell, ElektronenhülleElektronenpaarbindungen am Beispiel Sauerstoff
Sauerstoff-Atome besitzen auf der äußersten Schale jeweils 6 Elektronen, weswegen von den 4 Elektronenwolken 2 vollbesetzt sind, während 2 Elektronen einzeln in ihren Elektronenwolken, also ungepaart vorliegen.
Zwei Sauerstoff-Atome mit jeweils 6 Elektronen auf der äußersten Schale.
Sauerstoff-Molekül O2 im Kugelwolkenmodell Atombindung wellenmechanisch betrachtet
Kompliziertere, wellenmechanische Vorstellungen vom Atombau erklären die Atombindung dadurch, dass sich Atome mit einfach besetzten Orbitalen einander nähern und durch Überlappung der unvollständig besetzten Atomorbitale ein vollständig besetztes Molekülorbital bilden. Das bindende Molekülorbital (sozusagen der Raum der größten Aufenthaltswahrscheinlichkeit des gemeinsamen Elektronenpaars) besitzt dabei ein niedrigeres Energieniveau als die beiden Atomorbitale vor der Knüpfung der Atombindung.
