Für die Art der chemischen Bindung ist immer wichtig:

• die Summe der Elektronegativitäten ΣEN
• die Differenz der Elektronegativitäten ΔEN

• Bei großer Differenz der Elektronegativitäten ΔEN werden Salze gebildet, d.h. es werden zunächst Ionen gebildet, die durch Coulomb-Wechselwirkungen zu typischen Ionenkristallen zusammentreten (z.B. NaCl, CaO oder Al₂O₃)
• Bei großer Summe der Elektonegativitäten (ΣEN) aber kleiner Differenz (ΔEN) tritt kovalente Bindung auf, es entstehen typische Molekülverbindungen (z.B. CO₂, Cl₂, HCN) oder kovalente Feststoffe (Diamant, Selen).
• Bei kleiner Summe und kleiner Differenz der Elektronegativitäten entstehen Metalle oder metallische Legierungen (z.B. Cu, Messing (Cu-Zn)).

Oder als echtes Dreieck:

Abb. 1.2.1. Bindungstypen in Verbindungen der 3. Periode ‣SVG

Bei den metallischen Elementen (vgl. Vorlesung Chemie der Metalle) hat man es also je nach Differenz der EN bei den Verbindungen entweder mit Salzen/Ionenkristallen oder mit Legierungen zu tun, während im Fall der Nichtmetalle wegen deren großen Elektronegativitäten entweder kovalente Verbindungen (mit den anderen Nichtmetallen) oder Salze/Ionenkristalle (mit den Metallen) auftreten. Da aber die Metallsalze ausführlich in der Vorlesung Chemie der Metalle behandelt werden, bleibt als Bindungsart, d.h. letztlich als Grund für die Stabilität der Verbindungen der Nichtmetalle untereinander, vor allem die kovalente Bindung übrig, so dass in der folgenden, erstmal nur kurzen Übersicht der Bindungsarten ausführlich nur die kovalente Bindung besprochen werden soll.

Die strukturellen Aspekte der Bindungsarten sind (im Ketelaar-Dreieck) in der Vorlesung Anorganische Strukturchemie z.B. in Kap. 1.2. Chemische Bindung und Strukturchemie ausführlich diskutiert.

Kovalente Bindungen sind stets gerichtet. Aus der organischen Chemie sind die wichtigsten Prinzipien gut bekannt. Das wichtigste Prinzip ist das Erreichen der Oktettregel für alle Bindungspartner. Die Elemente teilen sich jeweils Elektronenpaare, bei Einfachbindungen ein und bei Doppel- und Dreifachbindungen zwei oder drei Elektronenpaare. Zur bindungstheoretischen Erklärung wird ein LCAO-Ansatz gemacht, d.h. die Molekülorbitale werden aus Atomorbitalen zusammengesetzt, wobei jeweils die Symmetrien der Atomzustände angepaßt werden müssen (Bildung sog. symmetrieangepaßter Linearkombinationen, SALCs). Auf den Mitten der Bindungsachsen (!wo wir den Strich für die bindenden Elektronenpaare zeichnen!) können sowohl messend als auch theoretisch erhöhte Elektronendichten festgestellt werden; die Bindungsmitten sind bindungskritische Punkte, d.h. Sattelpunkte der Gesamtelektronendichte).
Wegen der Elementvielfalt, der besonderen Eigenschaften einiger Elemente, der größeren Zahl möglicher beteiligter Atomzustände (z.B. d-Orbitale) und der gelegentlich sehr großen (elektronenreiche Verbindungen) oder kleinen (elektronenarme Verbindungen) Elektronenzahlen müssen diese einfachen Konzepte in der anorganischen Chemie allerdings noch deutlich erweitert werden:

• Beim Bor als typischem Nichtmetall der dritten Hauptgruppe treten Elektronenmangelbindungen mit sogenannten Mehrzentren-Bindungen auf. Auch bei anderen Elementen können Clusterverbindungen mit Elektronenmangel vorkommen.
• Bei elektronenreichen Verbindungen dagegen, z.B. den Interhalogenen, aber auch bereits bei dem einfachen Sulfat-Ion oder SF₆ als Beispiele aus der Schwefelchemie kommt es zur Oktettaufweitung/Hypervalenz, die 8-N-Regel der 1. langen Periode ist nicht mehr erfüllt. Da die schwereren Elemente neben s- und p- auch über d-Zustände verfügen, wurden diese Orbitale früher zur Erklärung dieser Tatsache herangezogen. Die aktuelle Theorie zeigt jedoch, daß hier sogenannte Hyperkonjugation vorliegt.
• Wie das Beispiel SF₆ zeigt, kann die Koordinationszahl 4 auch überschritten werden, was die Strukturen u.U. relativ kompliziert machen kann (vgl. z.B. die Te-I-Verbindungen).
• Die energetischen Unterschiede zwischen den Zuständen einer Hauptquantenzahl (z.B. der s-p-Abstand) können dazu führen, daß Hybridisierungen zwischen s- und p-Zuständen nicht mehr möglich sind, und die Bindungen reinen p-Charakter haben (sog. s-p-Separation). Damit sind die Analogien fast aller Nichtmetallverbindungen zur Kohlenstoffchemie begrenzt!
• Wegen starker Unterschiede in den Elektronegativitäten sind die Bindungen u.U. sehr polar und es kann zu interessanten Übergängen zur Ionenbindung kommen.
• Bei den schweren Elementen und ihren Verbindungen können auch Übergänge zur metallischen Bindung beobachtet werden (vgl. die Dimorphie von Phosphor oder Zinn).
• Wegen der sehr elektronegativen Partner wie z.B. Fluor und Sauerstoff kann es zur Ausbildung starker Wasserstoffbrückenbindungen kommen. (vgl. die ungewöhnlichen Gänge der Eigenschaften der Verbindungen H₂E mit E=Chalkogen oder die besonderen Eigenschaften von Wasser oder HF).
• Bei den ganz schweren Elementen sorgen zusätzlich relativistische Effekte für ungewönliche Bindungsverhältnisse.
• Bei sehr unterschiedlicher energetischen Lage bzw. räumlichen Ausdehnung der Atomorbitale ist deren Überlappung zu Molekülzuständen erschwert oder unmöglich, die entsprechenden Verbindungen sind sehr instabil oder unbekannt.

• Die einfachste Gesetzmäßigkeit dabei ist die simple 8-N-Regel, nach der jeder Partner aus der Hauptgruppe N in einer kovalenten Verbindung 8-N Bindungen ausbildet (z.B. Phosphor: N=5, also 8-5=3 Bindungen). Diese Beschreibung ist identisch mit der Aussage, daß jeder Partner die Edelgasschale zu erreichen versucht (s. oben zu den Grenzen).
• Die umfassende Beschreibung der kovalenten Bindung erfolgt durch die MO-Theorie, die meist in ihrem einfachsten Modell, dem sogenannten LCAO-Ansatz, verwendet wird.
• Für die Details der Strukturen gibt es wiederum gesonderte, z.T. sehr einfache Ansätze wie z.B. das VSEPR-Konzept (auch Gillespie-Nyholm-Konzeption genannt), das sehr einfach die Umgebung eines kovalent gebundenen Elementes in einer kovalenten Verbindung zu erklären vermag. Dieser Ansatz gilt auch bei elektronenreichen Verbindungen.
• Die Wade-Regeln sind empirische Regeln zur Erklärung der Stabilität von Elektronenmangelverbindungen und Clustern (s. bei Boranen).
• Das eher qualitative HSAB-Konzept berücksichtigt die unterschiedliche Form und energetische Lage der an der Bildung von Molekülorbitalen beteiligten Atomorbitale.

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Inhalt

1. Einleitung

2. Wasserstoff

3. Edelgase

4. Halogene

5. Chalkogene

6. Pentele

7. Tetrele

8. Bor

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