化学結合
なぜ化学結合ができるのか？ その大きな理由は、系の位置エネルギー(PE)を下げるためです。 ポテンシャルエネルギーは正と負の電荷の相互作用から生じます。 2つの電荷が同じ符号（+class=GramE>,+または-,-）であれば、PEは正の数になります。 同符号の電荷は反発し合うので、正のPEは不安定化要因となります。 2つの電荷の符号が異なる場合、PEは負になります。 これは電荷の間に引力があることを示し、安定化要因となる。 化学結合はPEを低下させ、より安定な化学種を形成する。
イオン結合
イオン結合は、金属と非金属の間に形成される。 金属は周期表の左側にある元素である。 最も金属的な元素はセシウムとフランシウムです。 金属は電子を失い、希ガスの電子配置になる傾向があります。 1族と2族（活性金属）は、イオン化エネルギーが低いため、それぞれ1個と2個の価電子を失います。 非金属は周期表の右上にある元素に限られる。 最も非金属の多い元素はフッ素である。 非金属は電子を獲得して希ガスになる傾向がある。 電子親和力が比較的高く、イオン化エネルギーが大きい。 金属は電子を失う傾向があり、非金属は電子を得る傾向があるため、これら2つのグループが関与する反応では、金属から非金属にelectrontransferがあります。 金属は酸化され、非金属は還元される。 例えば、金属であるナトリウムと非金属である塩素の反応です。 ナトリウム原子は電子を1個与えてNa+イオンに、塩素分子は電子を得て2個のCl-イオンになります。 これらの陰イオンと陽イオンの電荷は、各イオンが対イオンに囲まれた結晶格子を形成することによって安定化される。
共有結合
共有結合は、非金属の間で起こります。 電子の移動はなく、価電子の共有が行われる。 非金属はいずれもイオン化エネルギーが高く、価電子を取り除くことが比較的困難である。 また、非金属は電子親和力が比較的高く、自分に電子を引き付けやすい。 そのため、他の非金属と価電子を共有することになる。 共有された電子は、2つの原子核の間に保持される。 共有結合化合物の式は、グルコースのC6H12O6のように、分子を形成するために結合している原子の実際の数を表しています。 共有結合種は個々の分子として存在する。
金属結合
金属結合は金属原子の間に存在します。 金属は比較的低いイオン化エネルギー（簡単に電子を取り出せる）を持っていますが、同時に低い電子親和力（電子を獲得する傾向が非常に少ない）も持っています。 そのため、金属は電子を共有することになる。 しかし、それは共有結合とは異なる種類の結合である。 金属は価電子を共有していますが、価電子は個々の原子間に局在しているわけではありません。 その代わり、金属全体に分布し、完全に非局在化されています。 電子は原子の間を自由に行き来する「海」のようなものであるとよく言われる。 下の図は、これを表現したものです。 濃いグレーの球は、金属核と中心電子です。 薄い灰色の部分は緩く保持されている価電子で、実質的にすべての金属原子が共有している。
イオン結合 – 格子エネルギー
金属と非金属は相互作用してイオン化合物を形成する。 この例として、NaとCl2の反応がある。
下のリンクは、この反応が起こっているところです（動くときと動かないときがあります）。
2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s)
この反応は非常に発熱性の高い反応です。 大量の熱が放出され、系のPEが大きく減少していることがわかる。
生成物のNaClは反応物のNaとCl2よりはるかに安定である。
この反応をいくつかのステップに分解して、このエネルギーの源を決定することができる。 最終的な答えとして、大きな負の数を期待します。
まずナトリウムが電離する：
Na (g) → Na+ + e- I1 = 494 kJ/mol
電子を取り除くためにエネルギーを加える必要がある。
塩素がイオン化：
Cl(g) + e- → Cl-sup> (g) 電子親和力 = -349 kJ/mol
塩素が電子を得るときにエネルギーが放出される
これらの和は正となります。 もう1つステップがあるはずです。 そのステップはイオンを結晶格子に組み立てることなので、格子エネルギーと呼ばれます。
NaClの場合、これはclass=GramE>-787 kJ/molに相当します。
これは近接した陰イオン（Cl-）と陰イオン（Na+）の間に強い引力があることを表しています。 この相互作用は電荷の大きさと符号に比例し、両者の距離に反比例するクーロン的なものである。
ルイス電子点記号
化学者のG.N.ルイスは、原子が結合するときの価電子を簡単に説明する方法を考え出した。 ルイス電子点記号は、各原子の価電子を表している。
金属の場合、（赤い線の左側の）点の総数は、その元素が陽イオンを形成するために失うことができる電子を表しています。 非金属では (赤い線の右側)、不対になったドットの数は、電子を獲得または共有することによって、対になることができる電子の数を表します。 つまり、不対点の数は、金属との電子移動によって形成される陰イオン上の負電荷か、その元素が他の非金属と電子を共有することによって形成できる共有結合の数に等しいのである。 2つのドットを持つMgは、Mg2+イオンを形成する傾向がある。 炭素は4つの不対ドットを持ち、金属と反応すると炭化物イオンC4-を形成し、非金属と反応すると4つの結合を形成することができる。
イオン半径
原子が電子を失って陽イオンになったとき、イオン半径は常に原子半径より小さくなります。 これは、電子の数が少なくなり、核電荷Zが変化しないため、残った電子がより強く、より原子核に密着して保持されることを意味します。 原子が電子を獲得して陰イオンになると、イオン半径は常に原子半径より大きくなります。 電子が増えると、電子と電子の反発項が大きくなり、原子が不安定になり、電子が原子核から遠く離れてしまいます。 以下にイオン半径の表を示す。
元素のナトリウムは元素の塩素より大きい。 しかし、電離するとその大きさは逆転します。 絶対的な大きさを予測することは非常に困難である。
相対的な大きさを予測できるのは、電子の数が同じである等電子系列である。 例えばO2-とF-は共に10個の電子を持つ。 酸素の核電荷は+8、フッ素の核電荷は+9で、正電荷は増えるが、負電荷は変わらない(-10)。 従って、F-は引力が大きくなるため小さくなります(+9/-10 vs +8/-10)。 In3+、Sn4+、Sb5+の系列も同じ傾向を示しています。 これらはすべて46e-を持つが、核電荷はそれぞれ+49, +50, +51である。 Sb5+は3つのうちで最も小さい。