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Die chemische Bindung ist Voraussetzung für den Zusammenhalt von Atomen.

Drei Grundtypen der chemischen Bindung sind hierbei:
1. metallische Bindung
2. Ionenbindung
3. Atombindung

Grundlage für die Bindung zwischen einem Atom und dem anderen ist die Orbitalstruktur des jeweiligen Elements.
Diese Obitalanordnung mit den sich darin bewegenden Elektronen kann man entweder im Koordinatensystem nachschauen oder sich einfach anhand der Ordnungszahl(= Anzahl der Protonen im Atomkern und gleichzeitig Anzahl der Elektronen auf den Orbitalen) erschließen.

Man sucht sich das gewollte Element im Periodensystem.
Man sucht sich die Ordnungszahl des Elements oder weiß diese bei einfachen Elementen schon auswendig (geht dann schneller).

Bsp.: Natrium (Na), Ordnungszahl: 11…. soll heißen, dass sich im Kern von einem Atom Na 11 Protonen befinden. Heißt also auch, dass 11 Elektronen um das Atom schwirren.
Sie schwirren aber nicht ungeordnet, sondern mit bestimmter Wahrscheinlichkeit in einem begrenzten Raum.
Dieser Raum nennt sich Orbitale. Sie sind bildlich wie Schalen, in denen sich Elektronen bewegen.
Davon gibt es s-, p-, d-, f-, … Orbitale und es haben jeweils begrenzt viele Elektronen darin Platz.
In s passen nur 2. In p haben 6 Platz, in d 10 und in f 14.
Die Elemente des Periodensystems werden so in den Perioden (von links nach rechts) aufgelistet, dass nach einem Element mit einem Elektron, ein Element mit 2 Elektronen steht.
Und dann noch eine Bedingung: als erstes steht logischerweise das Element mit einem Atom. Das ist in der ersten s- Schale (1 s1). Danach kommt das Element mit 2 Elektronen. Die sind auch in der ersten s- Schale, weil die ja Platz für 2 Elektronen hat. Danach ist sie aber voll.
Man benötigt eine weitere s-Schale und rutscht automatisch im Periodensystem eine Zeile weiter nach unten.
In der 2. Zeile befinden sich jetzt alle Elemente mit 2 oder mehr (bis zu 10) Elektronen. Und diese Elemente verteilen ihre Elektronen jetzt in eine weitere s-Schale, die 2s-Schale und die p-Schale der 2. Zeile.
Die 3. Zeile zeigt dann die Elemente mit 11 oder mehr (bis zu 18) Elektronen, die 4.Zeile die Elemente mit 19 bis 36 Elektronen usw.
Symbolisch werden die Schalen von Innen nach Außen gefüllt.
Geschrieben sieht die Orbitalstruktur dann so aus:

1. Periode: 1s2 (1 für Periode 1 und 2 für 2 Elektronen)
2. Periode: 1s2 (die 1.Periode ist ja noch immer da) 2s2 2p6 (2 Elektronen in der zweiten s-Schale und 6 Elektronen in der p-Schale der 2.Periode)

Jedes dazukommende Elektron bedeutet ein neues Element in der jeweiligen Periode des Periodensystems.
Deshalb nennt man die 1s2 2s2 2p6…- Schreibweise auch Elektronenkonfiguration.

Wenn man jetzt also die 11 Elektronen von Na auf diese Orbitale verteilen will, steckt man 2 Elektronen in das 1s-Orbital, 2 in das 2s-Orbital, 6 in das 2p-Orbital und das verbleibende Elektron in das 3p-Orbital.
Die Elektronenkonfiguration für Na lautet dann folglich: 1s2 2s2 2p6 3s1
Die Elektronen, die sich in der letzten und somit äußeren Schale befinden heißen Valenzelektronen.

Oktettregel:

Diese Regel besagt, dass Elemente immer versuchen eine s2 p6- Konfiguration (heißt auch Edelgaskonfiguration) zu bekommen.
Diese Konfigurationen kommen bei den Edelgasen (8. Hauptgruppe) vor und ist besonders stabil.

Wenn Elemente diese nicht haben, versuchen sie Elektronen, die sie zu viel haben an andere Elemente abzugeben, oder sie mit anderen Elementen zu teilen. Elektronen, die sie zu wenig haben versuchen sie von anderen Elementen zu bekommen.

Damit Na also eine Edelgaskonfiguration bekommt, muss es ein Elektron abgeben. Es gibt dieses zum Beispiel an Cl (Chlor) ab, ein Atom, welches ein Elektron zu wenig für eine stabile Edelgaskonfiguration hat.
So entsteht eine chemische Bindung zwischen den beiden Atomen, bei der das Na ein e- an Cl abgibt und beide deshalb stabil werden.

Auf der Basis des Verständnisses des Orbitalmodells in Verbindung mit der Oktettregel beruht das
Verständnis für chemische Bindungen.