Hvad er kemisk binding?

Kemisk binding sker, når to eller flere atomer samles for at danne et molekyle. Det er et generelt princip i videnskaben, at alle systemer vil forsøge at nå deres laveste energiniveau, og kemisk binding vil kun finde sted, når der kan dannes et molekyle, der har mindre energi end dets ukombinerede atomer. De tre hovedtyper af binding er ionisk, kovalent og metallisk. Disse involverer alle elektroner, der bevæger sig mellem atomer på forskellige måder. En anden, meget svagere type, er hydrogenbindingen.

Atomstruktur

Atomer består af en kerne, der indeholder positivt ladede protoner, der er omgivet af et lige antal negativt ladede elektroner. Normalt er de derfor elektrisk neutrale. Et atom kan dog miste eller få en eller flere elektroner, hvilket giver det en positiv eller negativ ladning. Når man har en elektrisk ladning, kaldes det en ion.

Det er elektronerne, der er involveret i kemisk binding. Disse partikler er arrangeret i skaller, der kan betragtes som eksisterende i stigende afstand fra kernen. Generelt, jo længere fra kernen skalene er, jo mere energi har de. Der er en grænse for antallet af elektroner, der kan optage en skal. For eksempel har den første, inderste skal en grænse på to og den næste skal en grænse på otte.

I de fleste tilfælde er det kun elektronerne i den yderste skal, der deltager i limning. Disse kaldes ofte valenselektroner . Som en generel regel vil atomer have en tendens til at kombinere med hinanden på en sådan måde, at de alle opnår fulde ydre skaller, da disse konfigurationer normalt har mindre energi. En gruppe af elementer kendt som ædelgasser - helium, neon, argon, krypton, xenon og radon - har allerede fulde ydre skaller, og på grund af dette danner de normalt ikke kemiske bindinger. Andre elementer vil generelt forsøge at opnå en ædel gasstruktur ved at give, acceptere eller dele elektroner med andre atomer.

Kemiske bindinger er undertiden repræsenteret af noget, der kaldes en Lewis-struktur , opkaldt efter den amerikanske kemiker Gilbert N. Lewis. I en Lewis-struktur er valenselektronerne repræsenteret af prikker lige uden for de kemiske symboler for elementerne i et molekyle. De viser tydeligt, hvor elektroner er flyttet fra det ene atom til det andet, og hvor de deles mellem atomer.

Ionisk limning

Denne type kemisk binding finder sted mellem metaller, der let opgiver elektroner og ikke-metaller, der er opsat på at acceptere dem. Metallet giver elektronerne i dets ufuldstændige yderste skal til det ikke-metal, hvilket efterlader denne skal tom, så den fulde skal under bliver dens nye yderste skal. Ikke-metallet accepterer elektroner for at udfylde dets ufuldstændige yderste skal. På denne måde har begge atomer opnået fulde ydre skaller. Dette efterlader metallet med en positiv ladning og ikke-metallet med en negativ ladning, så de er positive og negative ioner, der tiltrækker hinanden.

Et simpelt eksempel er natriumfluorid. Natrium har tre skaller med en valenselektron i det yderste. Fluor har to skaller med syv elektroner i det yderste. Natriumet giver sin ene valenselektron til fluoratomet, således at natriumet nu har to komplette skaller og en positiv ladning, mens fluoren har to komplette skaller og en negativ ladning. Det resulterende molekyle - natriumfluorid - har to atomer med komplette ydre skaller bundet sammen ved elektrisk tiltrækning.

Kovalent limning

Atomer af ikke-metaller kombineres med hinanden ved at dele elektronerne på en sådan måde, at de sænker deres samlede energiniveau. Dette betyder normalt, at når de kombineres, har de alle fulde ydre skaller. For at tage et simpelt eksempel har brint bare en elektron i sin første - og eneste - skal, der efterlader den en mangel på en fuld skal. To hydrogenatomer kan dele deres elektroner for at danne et molekyle, hvor begge har en fuld ydre skal.

Det er ofte muligt at forudsige, hvordan atomer kombineres med hinanden ud fra det antal elektroner, de har. For eksempel har carbon seks, hvilket betyder, at det har en fuld første skal på to og en yderste skal på fire, hvilket efterlader det fire kort efter en fuld ydre skal. Oxygen har otte, og det samme har seks i det ydre skal - to kort af en fuld skal. Et kulstofatom kan kombineres med to oxygenatomer til dannelse af kuldioxid, hvor carbonet deler sine fire elektroner, to med hvert iltatom, og iltatomerne deler på sin side to af deres elektroner med carbonatomet. På denne måde har alle tre atomer fulde ydre skaller, der indeholder otte elektroner.

Metallisk limning

I et stykke metal er valenselektronerne mere eller mindre frie til at bevæge sig i stedet for at høre til individuelle atomer. Metallet består derfor af positivt ladede ioner omgivet af mobile, negativt ladede elektroner. Ionerne kan flyttes relativt let, men er vanskelige at fjerne, på grund af deres tiltrækning til elektronerne. Dette forklarer, hvorfor metaller generelt er lette at bøje, men vanskelige at bryde. Elektronernes mobilitet forklarer også, hvorfor metaller er gode ledere af elektricitet.

Hydrogenbinding

I modsætning til eksemplerne ovenfor involverer hydrogenbinding binding mellem, snarere end indeni, molekyler. Når brint kombineres med et element, der stærkt tiltrækker elektroner - såsom fluor eller ilt - trækkes elektronerne væk fra brintet. Dette resulterer i et molekyle med en samlet positiv ladning på den ene side og en negativ ladning på den anden. I en væske tiltrækker de positive og negative sider hinanden og danner bindinger mellem molekylerne.

Selvom disse bindinger er meget svagere end ioniske, kovalente eller metalliske bindinger, er de meget vigtige. Hydrogenbinding finder sted i vand, en forbindelse, der indeholder to atomer brint og et af ilt. Dette betyder, at der kræves mere energi for at omdanne flydende vand til en gas, end ellers ville være tilfældet. Uden hydrogenbinding ville vand have et meget lavere kogepunkt og kunne ikke eksistere som en væske på Jorden.