Atomare Bindung

1916 erschien in Berkeley ein Aufsatz von Gilbert N. Lewis mit dem Titel The Atom and the Molecule. Darin stand der Vorschlag, dass Atome zusammenhalten, weil sie Elektronenpaare miteinander teilen — die kovalente Bindung —, und dazu jene Punktdiagramme, die bis heute jeder Chemiestudent aufs Papier bringt. Im selben Jahr kam Walther Kossel in Deutschland unabhängig davon auf die Ionenbindung. Mit der Chemie des Elektrons — dem Umordnen negativ geladener Teilchen zwischen den Atomen — war das Fach vereinheitlicht: Das Periodensystem hatte nun eine mechanistische Erklärung und war nicht länger bloß ein ordnendes Muster. Das Buch The Nature of the Chemical Bond von Linus Pauling (1939) legte Quantenmechanik und Elektronegativität über den Rahmen von Lewis — jene eine Zahl, aus der sich das meiste am Bindungsverhalten vorhersagen lässt — und trug ihm 1954 den Nobelpreis für die Synthese ein.

Atome binden, weil das Ergebnis energetisch günstiger ausfällt: Die Elektronen finden in der Verbindung tiefere Zustände als in den getrennten Atomen. Welcher Bindungstyp dabei herauskommt, lässt sich zum größten Teil aus einer einzigen Größe ablesen — der Elektronegativitätsskala, die auf Pauling zurückgeht. Sie reicht von 4,0 beim Fluor bis 0,7 beim Francium, und die Differenz zwischen zwei Atomen entscheidet über den Charakter der Bindung. Ist sie klein, entsteht eine unpolare Atombindung: Die Partner teilen sich Elektronenpaare, die zwischen beiden Kernen sitzen und von beiden angezogen werden — Wasserstoffgas, Sauerstoffgas und die organischen Moleküle wohnen in aller Regel in diesem Bereich. Ist sie mittelgroß, rückt das gemeinsame Paar näher an das elektronegativere Atom; dort entsteht eine negative Partialladung, auf der Gegenseite eine positive. Die gewinkelte Gestalt des Wassermoleküls und das Netz von Wasserstoffbrücken, das daraus folgt, hängen genau daran. Ist sie groß, wird gar nicht mehr geteilt: Ein Atom gibt sein Elektron ab, das andere nimmt es auf, und die entgegengesetzten Ladungen bauen die Kristallgitter von NaCl und MgO. Die Metallbindung steht daneben als eigener Grenzfall — die Valenzelektronen lösen sich von ihren Atomen und bilden ein Elektronengas, das dem ganzen Gitter gehört. Deshalb leiten Metalle Wärme und Strom, lassen sich verbiegen, ohne zu brechen, und werfen Licht zurück.

Das Bild der Elektronenpaare, das Lewis gezeichnet hat, hat ein Jahrhundert im Wesentlichen unbeschadet überstanden, obwohl die Quantenmechanik darunter längst im Detail ausgearbeitet ist. Die Valenzbindungstheorie beschreibt eine Bindung als Überlappung von Atomorbitalen, die Molekülorbitaltheorie beschreibt die Elektronen als Bewohner von Orbitalen, die sich über das ganze Molekül erstrecken. Die MO-Theorie ist allgemeiner und genauer, die VB-Theorie chemisch anschaulicher; und die Mesomerie — der Fall, dass keine einzelne Lewis-Formel ein Molekül wie Benzol oder das Carboxylat-Ion angemessen wiedergibt — ergibt sich zwanglos als Überlagerung mehrerer Grenzstrukturen. Die Bindungsordnung, also die Zahl der geteilten Paare, legt Stärke und Länge fest: Dreifachbindungen sind kürzer und stärker als Doppelbindungen, diese kürzer und stärker als Einfachbindungen. An dieser einen Reihenfolge hängt ein enormer Teil der praktischen Chemie.