Kemialliset sidokset
Miksi kemialliset sidokset muodostuvat? Suurelta osin sen tarkoituksena on alentaa systeemin potentiaalienergiaa (PE). Potentiaalienergia syntyypositiivisten ja negatiivisten varausten vuorovaikutuksesta. Atomin tasolla positiivisia varauksia kantavat protonit ja negatiivisia varauksia elektronit.PE voidaan laskea Coulombin lain avulla, joka on kahden varauksen Q1 ja Q2 tulo jaettuna varausten välisellä etäisyydellä d. Jos kahdella varauksella on sama merkki (+ class=GramE>,+ tai -,-), PE on positiivinen luku. Samankaltaiset varaukset hylkivät toisiaan, joten positiivinenPE on horjuttava tekijä. Jos kahdella varauksella on eri merkit, PE on negatiivinen. Tämä osoittaa varausten välistä vetovoimaa ja on vakauttava tekijä. Kemiallinen sitoutuminen johtaa PE:n pienenemiseen ja vakaampien kemiallisten lajien muodostumiseen.
Ionisidos
Ionisidoksia muodostuu metallien ja epämetallien välille. Metallit ovat jaksollisen järjestelmän vasemmalla puolella olevia alkuaineita. Metallisimpia alkuaineita ovat cesium ja fransium. Metalleilla on taipumus menettää elektroneja saavuttaakseen jalokaasun elektronikonfiguraation. Ryhmät 1 ja 2 (aktiivimetallit) menettävät 1 ja 2 valenssielektronia, koska niiden ionisaatioenergiat ovat alhaiset. Muut kuin metallit rajoittuvat jaksollisen järjestelmän oikeassa yläkulmassa oleviin alkuaineisiin. Ei-metallisin alkuaine on fluori. Ei-metalleilla on taipumus lisätä elektroneja saavuttaakseen jalokaasukonfiguraation. Niillä on suhteellisen suuri elektroniaffiniteetti ja suuret ionisaatioenergiat. Metalleilla on taipumus menettää elektroneja ja epämetalleilla on taipumus saada elektroneja, joten reaktioissa, joissa nämä kaksi ryhmää ovat osallisina, tapahtuu elektroninsiirtoa metallista epämetalliin. Metalli hapettuu ja epämetalli pelkistyy. Esimerkki tästä on reaktio metallin, natriumin, ja epämetallin, kloorin, välillä. Natriumatomi luovuttaa elektronin muodostaen Na+ -ionin ja kloorimolekyyli saa elektroneja muodostaen 2 Cl-ionia. Näiden anionien ja kationien varaukset vakautetaan muodostamalla kideristikko, jossa kutakin ionia ympäröivät vastaionit.
Kovalenttinen sidos
Kovalenttinen sidos tapahtuu epämetallien välillä. Siinä ei tapahdu elektronien siirtoa, vaan valenssielektronien jakaminen. Ei-metalleilla on kaikilla melko korkeat ionisaatioenergiat, mikä tarkoittaa, että niiden valenssielektronien poistaminen on suhteellisen vaikeaa. Sitten ei-metalleilla on myös suhteellisen suuri elektroniaffiniteetti, joten niillä on taipumus vetää elektroneja puoleensa. Ne jakavat siis valenssielektronit muiden epämetallien kanssa. Jaetut elektronit pysyvät kahden ytimen välissä. Kovalenttisten yhdisteiden kaava edustaa niiden atomien todellista lukumäärää, jotka ovat liittyneet toisiinsa muodostaakseen molekyylejä, kuten C6H12O6 glukoosille. Kovalenttiset yhdisteet ovat olemassa yksittäisinä molekyyleinä.
Metallisidos
Metallisidos on olemassa metalliatomien välillä. Metalleilla on suhteellisen alhaiset ionisaatioenergiat (helposti irtoavat elektronit) mutta myös alhaiset elektroniaffiniteetit (hyvin vähäinen taipumus saada elektroneja). Niinpä metallit jakavat elektroneja. Kyseessä on kuitenkin erilainen sidos kuin kovalenttinen sidos. Metalleilla on yhteisiä valenssielektroneita, mutta ne eivät sijaitse yksittäisten atomien välillä. Sen sijaan ne jakautuvat koko metalliin ja ovat täysin delokalisoituneita. Niitä kuvataan usein elektronien ”mereksi”, joka virtaa vapaasti atomien välillä. Alla oleva kuva yrittää osoittaa tämän. Tummanharmaat pallot ovat metallin ytimiä ja ydinelektroneita. Vaaleammat harmaat alueet ovat löyhästi pidettyjä valenssielektroneita, jotka ovat tosiasiallisesti kaikkien metalliatomien yhteisiä.
Ioninen sidos – ristikon energia
Metallit ja epämetallit muodostavat vuorovaikutuksessa ionisia yhdisteitä. Esimerkki tästä on Na:n ja Cl2:n välinen reaktio.
Alla olevassa linkissä (joka joskus toimii ja joskus ei) näkyy tämän reaktion tapahtuminen.
2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s)
Tämä on erittäin eksoterminen reaktio. Paljon lämpöä vapautuu, mikä osoittaa systeemin PE:n suuren laskun.
Tuote, NaCl, on paljon stabiilimpi kuin reagoivat aineet, Na ja Cl2.
Tämä reaktio voidaan jakaa muutamaan vaiheeseen, jotta voidaan määrittää tämän energian lähde. Odotamme lopulliseksi vastaukseksi suurta negatiivista lukua.
Ensin natrium ionisoituu:
Na (g) → Na+ + e- I1 = 494 kJ/mol
Elektronin poistamiseksi on lisättävä energiaa.
Kloori ionisoituu:
Cl(g) + e- → Cl-sup> (g) Elektronin affiniteetti = -349 kJ/mol
Energiaa luovutetaan, kun kloori saa elektronin.
Näiden kahden summa on positiivinen. Täytyy olla toinenkin vaihe mukana. Tuohon vaiheeseen kuuluu ionien kokoaminen kideristikoksi, joten sitä kutsutaan ristikon energiaksi.
NaCl:lle tämä on class=GramE>-787 kJ/mol.
Tämä edustaa lähekkäin olevien anionien (Cl-)ja anionien (Na+) välistä voimakasta vetovoimaa. Vuorovaikutus on coulombinen, verrannollinen varausten kokoon ja merkkiin ja kääntäen verrannollinen niiden väliseen etäisyyteen.
Lewisin elektronipistesymbolit
Kemisti G.N. Lewis keksi yksinkertaisen tavan selittää valenssielektronit, kun atomit muodostavat sidoksia. Lewisin elektronipistesymbolit esittävät kunkin atomin valenssielektronit. Itse alkuaineen symboli edustaa ydintä ja ydinelektroneita, ja kukin ”piste” edustaa valenssielektronia.
Nämä on esitetty alla:
Metalleilla (punaisen viivan vasemmalla puolella) pisteiden kokonaismäärä edustaa elektroneja, jotka alkuaine voi menettää muodostaakseen kationin. Ei-metalleissa (punaisen viivan oikealla puolella) parittomien pisteiden lukumäärä edustaa niiden elektronien lukumäärää, jotka voivat tulla pariksi elektronien saamisen tai jakamisen kautta. Parittomien pisteiden lukumäärä vastaa siis joko anionin negatiivista varausta, joka muodostuu elektronien siirtymisestä metallin kanssa, tai niiden kovalenttisten sidosten lukumäärää, joita alkuaine voi muodostaa jakamalla elektroneja muiden epämetallien kanssa. Mg, jossa on kaksi pistettä, pyrkii muodostamaan Mg2+-ionin. Hiili, jossa on neljä parittamatonta pistettä, voi muodostaa karbidi-ionin C4- reagoidessaan metallien kanssa tai muodostaa neljä sidosta reagoidessaan ei-metallien kanssa.
Na:n ja Cl2:n välinen reaktio voidaan kirjoittaa niiden Lewisin elektronipisterakenteiden välille.
Ionisäteet
Kun atomit menettävät elektroneja muodostaakseen kationeja, ionisäde on aina pienempi kuin atomisäde. Ydinvarauksen Z pysyessä muuttumattomana elektroneja on vähemmän. Tämä tarkoittaa, että jäljelle jäävät elektronit kiinnittyvät voimakkaammin ja tiiviimmin ytimeen. Kun atomit saavat elektroneja muodostaakseen anioneja, ionisäde on aina suurempi kuin atomisäde. Kun elektroneja on enemmän, elektronin ja elektronin välinen repulsiotermi on suurempi, mikä horjuttaa atomia ja jättää elektronit kauemmaksi ytimestä. Alla on taulukko ionisäteistä.
Elementaarinen natrium on suurempi kuin elementaarinen kloori. Kun ne kuitenkin ionisoidaan, niiden suhteellinen koko kääntyy päinvastaiseksi. Absoluuttisia kokoja on hyvinvaikea ennustaa.
Relatiiviset koot voidaan ennustaa isoelektronisarjoille, eli lajeille, joilla on sama määrä elektroneja. Esimerkiksi O2- ja F-kummallakin on 10 elektronia. Hapen ydinvaraus on +8 ja fluorin ydinvaraus +9. Positiiviset varaukset kasvavat, mutta negatiiviset varaukset pysyvät samana (-10). F- on siis pienempi lisääntyneen vetovoiman vuoksi (+9/-10 verrattuna +8/-10). In3+-, Sn4+- ja Sb5+-sarjoissa on sama suuntaus. Niillä kaikilla on 46e-, mutta niiden ydinvaraukset ovat vastaavasti +49, +50 ja +51. Sb5+ on näistä kolmesta pienin.