Kemiske bindinger
Hvorfor dannes kemiske bindinger? I stor udstrækning er det for at sænke systemets potentielle energi (PE). Potentiel energi opstår som følge af vekselvirkningen mellem positive og negative ladninger. På atomniveau bæres positive ladninger af protoner og negative ladninger af elektroner.PE kan beregnes ved hjælp af Coulombs lov, som er produktet af to ladninger, Q1 og Q2, divideret med afstanden mellem ladningerne, d. Hvis de to ladninger har samme fortegn (+ class=GramE>,+eller -,-), vil PE være et positivt tal. Samme ladninger frastøder hinanden, så positivPE er en destabiliserende faktor. Hvis de to ladninger har forskellige fortegn, vil PE være negativt. Dette indikerer, at der er en tiltrækningskraft mellem ladningerne, og det er en stabiliserende faktor. Kemisk binding fører til en nedsættelse af PE og til dannelse af mere stabile kemiske arter.
Ioniske bindinger
Ioniske bindinger dannes mellem metaller og ikke-metaller. Metaller er grundstofferne på venstre side af det periodiske system. De mest metalliske grundstoffer er cæsium og francium. Metaller har en tendens til at miste elektroner for at opnå en ædelgas-elektronkonfiguration. Gruppe 1 og 2 (de aktive metaller) mister henholdsvis 1 og 2 valenselektroner på grund af deres lave ioniseringsenergier. Ikke-metaller er begrænset til grundstofferne i det øverste højre hjørne af det periodiske system. Det mest ikke-metalliske grundstof er fluor. Ikke-metaller har en tendens til at få elektroner for at opnå ædelgaskonfigurationer. De har relativt høje elektronaffiniteter og høje ioniseringsenergier. Metaller har en tendens til at miste elektroner, og ikke-metaller har en tendens til at vinde elektroner, så i reaktioner, der involverer disse to grupper, sker der elektronoverførsel fra metallet til ikke-metallet. Metallet oxideres, og ikke-metallet reduceres. Et eksempel på dette er reaktionen mellem metallet natrium og ikke-metallet klor. Natriumatomet afgiver en elektron for at danne Na+-ionen, og klorinmolekylet får elektroner for at danne 2 Cl-ioner. Ladningerne på disse anioner og kationer stabiliseres ved at danne et krystalgitter, hvor hver af ionerne er omgivet af modioner.
Kovalente bindinger
Kovalente bindinger finder sted mellem ikke-metaller. Der sker ikke nogen overførsel af elektroner, men en deling af valenselektroner. Ikke-metaller har alle ret høje ioniseringsenergier, hvilket betyder, at det er relativt vanskeligt at fjerne deres valenselektroner. De andre metaller har også en forholdsvis høj elektronaffinitet, så de har en tendens til at tiltrække elektroner til sig selv. De deler derfor valenselektroner med andre ikke-metaller. De delte elektroner holdes mellem de to atomkerner. Formlen for kovalente forbindelser repræsenterer det faktiske antal atomer, der er bundet til at danne molekyler, som f.eks. C6H12O6 for glukose. Kovalente arter eksisterer som individuellemolekyler.
Metalbindinger
Metalbindinger findes mellem metalatomer. Metaller har forholdsvis lave ioniseringsenergier (let at fjerne elektroner), men også lave elektronaffiniteter (meget lille tendens til at få elektroner). Metaller vil derfor dele elektroner. Der er dog tale om en anden form for binding end kovalent binding. Metaller deler valenselektroner, men disse er ikke lokaliseret mellem de enkelte atomer. I stedet er de fordelt over hele metallet og er fuldstændig delokaliserede. De beskrives ofte som værende et “hav” af elektroner, der flyder frit mellem atomerne. Nedenstående grafiske fremstilling forsøger at vise dette. De mørkere grå kugler er metallets kerner og kerneelektroner. De lysere grå områder er de løst siddende valenselektroner, som reelt deles af alle metalatomerne.
Ionisk binding – gitterenergi
Metaller og ikke-metaller interagerer for at danne ionforbindelser. Et eksempel på dette er reaktionen mellem Naog Cl2.
Linket nedenfor (som nogle gange virker og andre gange ikke) viser denne reaktion, der finder sted.
2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s)
Det er en ekstremt eksoterm reaktion. Der afgives en stor mængde varme, hvilket indikerer et stort fald i systemets PE.
Produktet, NaCl, er meget mere stabilt end reaktanterne, Na og Cl2.
Denne reaktion kan opdeles i nogle få trin, så man kan bestemme kilden til denne energi. Vi forventer et stort negativt tal som det endelige svar.
Først ioniseres natriumet:
Na (g) → Na+ + e- I1 = 494 kJ/mol
Der skal tilføres energi for at fjerne elektronen.
Klor ioniseres:
Cl(g) + e- → Cl-sup> (g) Elektronaffinitet = -349 kJ/mol
Energi afgives, når klor får en elektron.
Summen af disse to er positiv. Der må være endnu et trin involveret. Dette trin omfatter samling af ionerne i et krystalgitter, så det kaldes gitterenergien.
For NaCl er denne lig med class=GramE>-787 kJ/mol.
Dette repræsenterer den stærke tiltrækning mellem de anioner (Cl-)og anioner (Na+), der holdes tæt på hinanden. Vekselvirkningen er coulombisk, proportional med ladningernes størrelse og fortegn og omvendt proportional med afstanden mellem dem.
Lewis elektron-punkt-symboler
Kemikeren G.N. Lewis udtænkte en enkel måde at redegøre for valenselektronerne, når atomer danner bindinger. Lewis’ elektron-punkt-symboler repræsenterer valenselektronerne på hvert atom. Selve grundstofsymbolet repræsenterer kernen og kerneelektronerne, og hver “prik” repræsenterer en valenselektron.
Disse er vist nedenfor:
Med metallerne (til venstre for den røde linje) repræsenterer det samlede antal prikker de elektroner, som grundstoffet kan miste for at danne en kation. Hos ikke-metallerne (til højre for den røde linje) repræsenterer antallet af uparrede prikker antallet af elektroner, der kan blive parret ved at få eller dele elektroner. Antallet af upårede punkter svarer således enten til den negative ladning på anionen, der dannes ved elektronoverførsel med et metal, eller til antallet af kovalente bindinger, som grundstoffet kan danne ved at dele elektroner med andre ikke-metaller. Mg, med to prikker, har tendens til at danne Mg2+-ionen. Kulstof med 4 uparrede prikker kan danne carbidionen C4- ved reaktion med metaller eller kan danne 4 bindinger ved reaktion med ikke-metaller.
Reaktionen mellem Na og Cl2 kan skrives ud fra deres Lewis-elektronpunktstrukturer:
Ioniske radius
Når atomer mister elektroner for at danne kationer, er den ioniske radius altid mindre end den atomare radius. Der er færre elektroner med uændret kerneladning, Z. Det betyder, at de resterende elektroner holdes stærkere og tættere på kernen. Når atomer får elektroner til at danne anioner, er den ioniske radius altid større end den atomiske radius. Med flere elektroner er afstødningsudtrykket mellem elektroner og elektroner større, hvilket destabiliserer atomet og gør, at elektronerne er længere væk fra kernen. Nedenfor er vist et diagram over ioniske radier.
Elementært natrium er større end elementært klor. Men når de ioniseres, vender deres relative størrelser om. Det er meget vanskeligt at forudsige de absolutte størrelser.
Relative størrelser kan forudsiges for isoelektroniske serier, arter, der har det samme antal elektroner. F.eks. har O2- og F-både 10 elektroner. Atomladningen på oxygen er +8, og atomladningen på fluor er +9. De positive ladninger øges, men de negative ladninger forbliver de samme (-10). Så F- vil være mindre på grund af den øgede tiltrækning (+9/-10 mod +8/-10). Serien af In3+, Sn4+ og Sb5+ viser den samme tendens. De har alle 46e-, men har kerneopladninger på henholdsvis +49, +50 og +51. Sb5+ er den mindste af de tre.