Der Ladungsüberschuss/ ~mangel kann mehrfach auftreten und wird durch die entsprechende Anzahl von Ionen ausgeglichen:Ionenverbindungen sind neutral. Durch den Übergang (Abgabe/Aufnahme) von einem oder mehreren Valenzelektronen aus der/den äußersten Schale/n erreichen die so gebildeten Ionen in ihren Verbindungen energetisch stabilere Zustände [Born- Haber-Kreisprozess], die sogenannten „Achterschalen". Diese entsprechen - in einem vereinfachten Ansatz - in ihrer Elektronenzahl dem vorangegangen bzw. nachfolgenden Edelgas, weswegen die so erreichte Elektronenverteilung als „Edelgaskonfiguration" bezeichnet wird.

1. Unpolare Molekülbindung: Die unpolare Molekülbindung entsteht durch Bildung gemeinsamer Elektronenpaare zwischen den beteiligten Atomen des gleichen Elements. Durch die Bildung gemeinsamer Elektronenpaare (eines oder mehrere) wird die gegenseitige Abstoßung der positiv geladenen Atomkerne bzw. Atomrümpfe verhindert. Das gemeinsame Elektronenpaar „gehört" beiden Bindungspartnern und verteilt sich symmetrisch auf einer gedachten Achse zwischen den Atomkernen. Dadurch erfüllen die an der Bindung beteiligten Atome die „Oktettregel", d.h. beide Partner kommen in den „Genuss" einer voll gefüllten Achterschale. Energetisch erreichen beide Bindungspartner einen niedrigeren

Energiezustand als jeder Partner alleine mit einem ungepaarten Elektron.

So entspricht eine EN-Differenz von ca. 1,7 einer 50%-igen Ionenbindung, eine Differenz von 1,2 einer 30%-igen Ionenbindung usw. Mit anderen Worten: bei jeder polare Atombindung kann ihre Polarität auch über einen bestimmten Ionenbindungsanteil verdeutlicht werden.

Metalle bilden in der Regel ausgedehnte, dreidimensionale metallische Gitter. Das Elektronengasmodell erklärt die metallische Bindung zwischen den Atomen folgendermaßen: die Metallatome besetzen als Atomrümpfe die Plätze in einem Gitter. Atomrümpfe sind die Rest-Atome ohne ihre Valenzelektronen. Diese können sich wie ein Gas zwischen den Atomrümpfen bewegen. Die freie Beweglichkeit der Elektronen zwischen den Rümpfen führt zu einer erhöhten Elektronendichte zwischen den Atomen und damit zu einer Bindung der Atomrümpfe untereinander über die frei beweglichen Elektronen. Das sog. „Energiebändermodell" beschreibt die metallischen Bindung auf der Grundlage eines anderen Atommodells („Orbitalmodell").

II.4. Die Wasserstoffbrückenbindung

Struktur:
Die Wasserstoffbrückenbindung ist eine besondere Art der Dipol-Dipol-Bindung: ein H-Atom wirkt als Brücke zwischen zwei stark elektronegativen Atomen, wobei es mit dem einen Atom durch eine polare kovalente Bindung und mit dem anderen durch elektrostatische Kräfte verbunden ist.

Entstehung:
Ist Wasserstoff an ein stark elektronegatives Atom gebunden, so wird die bindende Elektronenwolke  überwiegend in Richtung auf das

Stärke:
Diese Anziehung ist mit einer Stärke von ca. 20 kJ/mol viel geringer als die kovalente Bindung, die eine Bindungsenergie von ca. 200 bis 400 kJ/mol aufweist. Jedoch ist sie viel ausgeprägter als andere Dipol-Dipol-Anziehungen.

Im Wasser ist die Wasserstoffbrückenbindung verantwortlich für Erscheinungen wie die Anomalie des Wassers, das Schwimmen von Eisbergen, die Bildung von Eiskristallen usw. Biologisch ist die WBB von höchster Bedeutung für das Leben, der Spannungsbogen reicht von der Struktur der Eiweiße über die der DNS bis zur Funktion von Enzymen.

II.5. Die Dipol-Dipol-Bindung (DDB)

Ähnlich wie bei der WBB ist eine starke Elektronegativitäts- differenz in einem Molekül Voraussetzung für eine DDB: durch die permanente Verschiebung der Ladung entstehen Dipole, die sich gegenseitig elektrostatisch anziehen, ohne jedoch Ladung zu übertragen. Die DDB existiert nur in sog. „Nahbereichen", d.h. nur eine kleine Anzahl von Molekülen ist z.B. in einer Flüssigkeit so zu- und aneinander orientiert, dass man von einer „Nahordnung" sprechen kann. Die Wärmebewegung der Moleküle („Brownsche Bewegung") stört diese Nahordnung immer wieder, andererseits baut sie sich immer wieder neu auf. Moleküle gleicher Masse sieden beim Vorliegen einer DDB tiefer als Moleküle mit WBB. Wenn in einem polaren Molekül kein an ein NOF-Atom gebundenes Wasserstoffatom vorliegt, wirkt die DDB.

Auch das Wassermolekül besitzt diese Dipol-Struktur aufgrund der unterschiedlichen Elektronegativitäten der Bindungspartner Wasserstoff und Sauerstoff. Allein für die Bindung unter den Wassermolekülen ist die WBB verantwortlich.

II.6. Die Van-der-Waals-Bindung

Die schwächste aller Sekundärbindungskräfte ist die Van-der-Waals-Kraft. Ihr Zustandekommen wird dadurch erklärt, dass in an für sich unpolaren oder nur schwach polaren Molekülen zufällige Ladungs- verschiebungen stattfinden. Aus einem unpolaren Molekül wird für den Bruchteil einer Zeiteinheit ein schwach polares Molekül, das auf seine Nachbarmoleküle polarisierend wirkt: der induzierende Dipol induziert andere Moleküle zu Dipolen (induzierte Dipole). Da die Ungleichverteilung der Ladung nur geringfügig ist, und zudem zeitlich nur kurz dauert, kommt es immer wieder zu unterschiedlichen Ladungsverteilungen: ein induzierter Dipol kann im nächsten Moment neutral sein und dann wieder als

Primärbindungen