Meyers Großes Taschenlexikon in 25 Bänden
chemische Bindung
chemische Bindung [ç-], Art des Zusammenhalts von Atomen in Molekülen, Kristallen u. a. sowie von Molekülen in Molekülverbänden. Ursache aller c. B. sind elektr. Wechselwirkungen zw. Elektronen und Atomkernen gemäß den quantenmechan. Gesetzen. Von besonderer Bedeutung für die Bildung c. B. ist das Bestreben der Atome, die äußerste Elektronenschale durch Elektronenaufnahme oder -abgabe mit acht Außen-(Valenz-)Elektronen zu besetzen (Edelgaskonfiguration). Neben den starken innermolekularen Wechselwirkungen mit freigesetzten Bindungsenergien (Bindung) über 50 kJ/mol (Hauptvalenzbindungen) gibt es die zwischenmolekularen und schwach innermolekularen Nebenvalenzbindungen (z. B. die Wasserstoffbrückenbindung), die durch zwischenmolekulare Kräfte verursacht werden. Bei den Hauptvalenzbindungen unterscheidet man drei Grenzfälle, zwischen denen zahlreiche Übergänge existieren:
1) Die Ionenbindung, auch polare, heteropolare, elektrovalente, elektrostat., ion. Bindung, beruht auf der Wirkung elektrostat. Kräfte zw. entgegengesetzt geladenen Ionen, die durch Abgabe bzw. Aufnahme von Valenzelektronen entstehen. Sie liefert den weit überwiegenden Beitrag zum Zusammenhalt der Salze, z. B. beim Kochsalz (NaCl). Reine Ionenbindungen treten nur zw. Elementen auf, deren Elektronegativitäten um mehr als 1,8 differieren.
2) Die Atombindung, auch kovalente, unpolare, homöopolare Bindung, Elektronenpaarbindung, kommt bei Verbindungen zw. Nichtmetallen vor und beruht auf der Ausbildung (mindestens) eines gemeinsamen Elektronenpaars (Einfach-, Doppel-, Dreifachbindung). Reine Atombindungen treten auf, wenn die Elektronegativität beider Atome gleich stark ist. Dies ist stets bei zweiatomigen Molekülen der Fall, z. B. beim Chlormolekül (Cl2). - Ein Spezialfall der Atombindung ist die v. a. in Koordinationsverbindungen auftretende koordinative Bindung.
3) Die Metallbindung, metall. Bindung, die bei Metallen und Legierungen auftritt, wird durch die Valenzelektronen bewirkt, die sich als sog. Elektronengas frei zw. den als Gitter angeordneten positiven Atomrümpfen (Metallionen) bewegen. (Metalle)
Literatur:
Kutzelnigg, W.: Einführung in die theoret. Chemie, 2 Bde. Neuausg. Weinheim 1992-94.
Pauling, L. C.: The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals. An introduction to the modern strucural chemistry. Neuausg. Ithaca, N. Y., 31993.
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