Chemische bindingen
Waarom worden chemische bindingen gevormd? Voor een groot deel is dat om de potentiële energie (PE) van het systeem te verlagen. Potentiële energie ontstaat uit de interactie van positieve en negatieve ladingen. Op atomair niveau worden positieve ladingen gedragen door protonen en negatieve door elektronen. De PE kan worden berekend met behulp van de Wet van Coulomb, die het product is van twee ladingen, Q1 en Q2 gedeeld door de afstand tussen de ladingen, d. Als de twee ladingen hetzelfde teken hebben (+ class=GramE>,+of -,-) zal de PE een positief getal zijn. Gelijksoortige ladingen stoten elkaar af, dus positievePE is een destabiliserende factor. Als de twee ladingen een verschillend teken hebben, zal de PE negatief zijn. Dit wijst op een aantrekkingskracht tussen de ladingen en is een stabiliserende factor. Chemische binding leidt tot een verlaging van de PE en de vorming van stabielere chemische stoffen.
Ionische binding
Ionische bindingen worden gevormd tussen metalen en niet-metalen. Metalen zijn de elementen aan de linkerkant van het Periodiek Systeem. De meest metaalhoudende elementen zijn Cesium en Francium. Metalen hebben de neiging elektronen te verliezen om de elektronenconfiguratie van het edelgas te bereiken. De groepen 1 en 2 (de actieve metalen) verliezen respectievelijk 1 en 2 valentie-elektronen wegens hun lage ionisatie-energieën. Niet-metalen zijn beperkt tot de elementen in de rechterbovenhoek van het Periodiek Systeem. Het meest niet-metallische element is fluor. Niet-metalen hebben de neiging elektronen te winnen om edelgasconfiguraties te bereiken. Zij hebben relatief hoge elektronenaffiniteiten en hoge ionisatie-energieën. Metalen hebben de neiging elektronen te verliezen en niet-metalen hebben de neiging elektronen te winnen, dus in reacties waarbij deze twee groepen betrokken zijn, is er elektronentransfer van het metaal naar het niet-metaal. Het metaal wordt geoxideerd en het niet-metaal wordt gereduceerd. Een voorbeeld hiervan is de reactie tussen het metaal, natrium, en het niet-metaal, chloor. Het natriumatoom geeft een elektron af om het Na+-ion te vormen en het chloormolecuul krijgt elektronen om 2 Cl-ionen te vormen. De ladingen van deze anionen en kationen worden gestabiliseerd door de vorming van een kristalrooster, waarin elk van de ionen wordt omgeven door tegenionen.
Covalente binding
Covalente binding vindt plaats tussen niet-metalen. Er is geen overdracht van elektronen, maar een deling van valentie-elektronen. De niet-metalen hebben allemaal vrij hoge ionisatie-energieën, wat betekent dat het relatief moeilijk is om hun valentie-elektronen te verwijderen. De niet-metalen hebben ook een relatief hoge elektronenaffiniteit, dus trekken ze elektronen naar zich toe. Ze delen dus valentie-elektronen met andere niet-metalen. De gedeelde elektronen worden vastgehouden tussen de twee kernen. De formule van covalente verbindingen vertegenwoordigt het werkelijke aantal atomen dat gebonden is om moleculen te vormen, zoals C6H12O6 voor glucose. Covalente soorten bestaan als individuele moleculen.
Metallische binding
Metallische binding bestaat tussen metaalatomen. Metalen hebben relatief lage ionisatie-energieën (gemakkelijk te verwijderen elektronen), maar ook lage elektronenaffiniteiten (zeer weinig neiging om elektronen te winnen). Dus zullen metalen elektronen delen. Het is echter een ander soort binding dan covalente binding. Metalen delen valentie-elektronen, maar deze zijn niet gelokaliseerd tussen individuele atomen. In plaats daarvan zijn ze verdeeld over het metaal en volledig gedelokaliseerd. Ze worden vaak beschreven als een “zee” van elektronen die vrij tussen de atomen stromen. De grafiek hieronder probeert dit weer te geven. De donkergrijze bollen zijn de metaalkernen en kernelektronen. De lichtere grijze gebieden zijn de losjes vastgehouden valentie-elektronen, die in feite worden gedeeld door alle metaalatomen.
Ionische binding – Rooster-energie
Metalen en niet-metalen vormen in wisselwerking ionische verbindingen. Een voorbeeld hiervan is de reactie tussen Nen Cl2.
De onderstaande link (die soms wel en soms niet werkt) laat zien hoe deze reactie verloopt.
2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s)
Het is een extreem exotherme reactie. Er wordt veel warmte afgegeven, wat duidt op een grote afname van de PE van het systeem.
Het product, NaCl, is veel stabieler dan de reactanten, Na en Cl2.
Deze reactie kan worden opgesplitst in een paar stappen, om de bron van deze energie te bepalen. We verwachten een groot negatief getal als eindantwoord.
Eerst wordt het natrium geïoniseerd:
Na (g) → Na+ + e- I1 = 494 kJ/mol
Er moet energie worden toegevoegd om het elektron te verwijderen.
Chloor wordt geïoniseerd:
Cl(g) + e- → Cl-sup> (g) Elektronenaffiniteit = -349 kJ/mol
Er wordt energie afgegeven als chloor een elektron krijgt.
De som van deze twee is positief. Er moet nog een stap bij betrokken zijn. Die stap bestaat uit het samenvoegen van de ionen tot een kristalrooster, daarom wordt het de Rooster-energie genoemd.
Voor NaCl is deze gelijk aan class=GramE>-787 kJ/mol.
Dit staat voor de sterke aantrekkingskracht tussen de anionen (Cl-) en de anionen (Na+) die dicht bij elkaar worden gehouden. De interactie is coulombisch, evenredig met de grootte en het teken van de ladingen, en omgekeerd evenredig met de afstand tussen beide.
Lewis-elektron-punt-symbolen
De chemicus G.N. Lewis bedacht een eenvoudige manier om de valentie-elektronen weer te geven wanneer atomen bindingen vormen. De Lewis elektron-stip symbolen geven de valentie-elektronen van elk atoom weer. Het symbool van het element zelf stelt de kern en de kernelektronen voor en elke “stip” staat voor een valentie-elektron.
Deze staan hieronder afgebeeld:
Bij de metalen (links van de rode lijn) staat het totale aantal stippen voor de elektronen die het element kan verliezen om een kation te vormen. Bij de niet-metalen (rechts van de rode lijn) vertegenwoordigt het aantal ongepaarde punten het aantal elektronen dat gepaard kan worden, door het winnen of delen van elektronen. Het aantal ongepaarde punten is dus gelijk aan ofwel de negatieve lading van het anion dat ontstaat door elektronenoverdracht met een metaal, ofwel het aantal covalente bindingen dat het element kan vormen door elektronen te delen met andere niet-metalen. Mg, met twee stippen, heeft de neiging het Mg2+-ion te vormen. Koolstof, met 4 ongepaarde stippen, kan het carbide-ion, C4-, vormen wanneer het reageert met metalen, of kan vier bindingen vormen wanneer het reageert met niet-metalen.
De reactie tussen Na en Cl2 kan worden geschreven in termen van hun Lewis-elektronpuntstructuren.
Ionische stralen
Wanneer atomen elektronen verliezen om kationen te vormen, is de ionstraal altijd kleiner dan de atomaire straal. Er zijn minder elektronen, bij een onveranderde kernlading, Z. Dit betekent dat de overblijvende elektronen sterker en dichter bij de atoomkern worden gehouden. Wanneer atomen elektronen winnen om anionen te vormen, is de ionstraal altijd groter dan de atoomstraal. Met meer elektronen is de elektron/elektron afstotingsterm groter, waardoor het atoom destabiliseert en de elektronen verder van de kern komen te staan. Hieronder staat een grafiek van de radii van de elektronen.
Elementair natrium is groter dan elementair chloor. Wanneer zij echter worden geïoniseerd, keren hun relatieve grootten om. Het is zeer moeilijk om de absolute grootte te voorspellen.
Relatieve grootten kunnen worden voorspeld voor iso-elektronenseries, soorten die hetzelfde aantal elektronen hebben. Bijvoorbeeld O2- en F- hebben beide 10 elektronen. De kernlading op zuurstof is +8 en de kernlading op fluor is +9. De positieve ladingen nemen toe, maar de negatieve ladingen blijven gelijk (-10). Dus, F- zal kleiner zijn door de verhoogde aantrekkingskracht (+9/-10 tegenover +8/-10). De series van In3+, Sn4+en Sb5+ vertonen dezelfde trend. Zij hebben allen 46e-, maar hebben kernladingen van respectievelijk +49, +50 en +51. Sb5+ is de kleinste van de drie.