Natur und Technik für den Pflichtschulabschluss: Kovalente Bindung
Eine kovalente Bindung ist typisch zwischen Nichtmetallen. Wie schon erwähnt, sind die Atome der meisten Nichtmetalle instabil. Chlor, ein Nichtmetall, formt zusammen mit Natrium, ein Metall, den Kochsalz (NaCl), der ein löslicher fester Körper ist, eine Ionenbindung. Chlor allein dennoch befindet sich in der Natur in der Form eines Gases. Dieses Gas besteht aus zwei Chloratomen (Cl2). In diesem Fall gibt es eine Bindung zwischen nur zwei Atome und nicht zwischen mehrere Atome, die ein Gitter bilden, wie in der Ionenbindung. Die kovalente Bindung von Chlor ist deshalb stabil, weil jedes Chloratom dem anderen ein Elektron „leiht“. Dadurch entsteht ein Elektronenpaar, das beiden Atomen gehört.
Diese Idee der Elektronenpaare ist zwar ungenau, hilft aber bei der Darstellung der Bindungen. Elemente, die zur Gruppe VIIA des Periodensystems gehören, „brauchen“ ein Elektron, um stabil zu werden, der Gruppe VIA zwei Elektronen, der Gruppe VA drei Elektronen. Elemente der Gruppe IA des Periodensystems müssen ein Elektron „geben“, um stabil zu sein, der Gruppe IIA zwei Elektronen, der Gruppe IIIA drei Elektronen. Wenn sich ein Metall der Gruppe IIA mit einem Nichtmetall der Gruppe VIIA verbindet, ist das Verhältnis eins zu zwei. Es gilt sozusagen eine Acht-Regel. Was bedeutet das?
Wieder gibt es eine Darstellung dafür, die zwar ungenau aber verständlicher ist. Die Elektronen in den Atomen sind in sogenannten Schalen eingeordnet. Die äußerste Schale kann acht Elektronen aufnehmen (Ausnahme: Wasserstoff und Helium, da sind 2 Elektronen möglich). Wenn ein Atom 7 Elektronen in seiner äußersten Schale hat, dann braucht es ein Elektron, um stabil zu werden. Wenn ein Atom 1 Elektron in seiner äußersten Schale hat, dann muss es ein Elektron abgeben. Diese Vorstellung funktioniert zwar bei der Ionenbindung einfacher, bei der kovalenten aber nicht so ganz (und bei der Metallbindung erst gar nicht). Sie ist aber auch bei der kovalenten Bindung hilfreich. Die Idee dieser Darstellung, ist durch zahlreichen Beobachtungen in der Natur und Experimente entstanden.
Nehmen wir Chlor als Beispiel. Chlor gehört dem VIIA Gruppe, hat also 7 Elektronen in der äußersten Schale[1]. Wenn Chlor sein Molekül (Cl2) bildet, kann man sich vorstellen, dass jedes Chloratom ein Elektron „ausleiht“. Das entstehende Elektronenpaar teilen beide Atome untereinander. Dadurch hat jedes Atom quasi 8 Elektronen in der äußersten Schale. Für die Darstellung allerdings werden andere Symbole benutzt: 
. Der Strich zwischen den beiden Chloratome bedeutet in dieser Darstellung, dass sie ein Elektronenpaar teilen.
Nehmen wir jetzt Sauerstoff als Beispiel. Sauerstoff gehört dem VIA Gruppe, hat also 6 Elektronen an der äußersten Schale. Der Sauerstoffmolekül, den wir atmen, besteht aus zwei Sauerstoffatomen. Jedes Atom „leiht“ zwei seine Elektronen. Dadurch entstehen zwei Elektronenpaare, die von beiden Atomen „geteilt“ werden. Somit hat jedes Atom 8 Elektronen an der äußersten Schale und wird dadurch stabil: 
. Jeder Strich zwischen den Atomen steht für ein Elektronenpaar. Die Atome teilen daher zwei Elektronenpaare.
| Wassermolekül Symbolische Darstellungen | |
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| In der unteren Darstellung ist klar zu sehen: Jedes Wasserstoffatom teilt sein Elektron (hier rot dargestellt) mit dem Sauerstoffatom (mit 6 Elektronen in der äußersten Schale, hier schwarz dargestellt). So hat jedes Atom seine äußerste Schale „voll“: Die Wasserstoffatome haben 2 Elektronen und das Sauerstoffatom 8. | |
Im Wassermolekül mit einem Sauerstoffatom und zwei Wasserstoffatome „leiht“ das Sauerstoffatom jedem Wasserstoffatom ein Elektron und jedes Wasserstoffatom sein einziges Elektron. Dadurch entstehen zwei Elektronenpaare und die äußersten Schalen von allen drei Atomen sind „ausgefüllt“. Hier muss erinnert werden, dass Wasserstoff (und Helium) ausnahmsweise zwei Elektronen an seiner äußersten (und einzige) Schale haben kann.
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Sauerstoff allerdings gibt es auch in der Form von Ozon. Ozon besteht aus drei Sauerstoffatomen. Jedes Atom könnte den anderen zwei jeweils ein Elektron „ausleihen“. Dadurch würde ein dreieckiges Molekül entstehen („zyklisches Ozon“). Dieses ist allerdings ein vereinfachtes Bild. Zyklisches Ozon existiert kaum, vielleicht sogar nur theoretisch. Die Gesetze, die die Bildung von Verbindungen zwischen Atomen beschreiben, sind komplizierter. In der Tat hat Ozon die Form eines sogenannten „Dipols“.