Vad är kemisk bindning?

Kemisk bindning sker när två eller flera atomer sammanfogas för att bilda en molekyl. Det är en allmän princip inom vetenskapen att alla system kommer att försöka nå sin lägsta energinivå, och kemisk bindning kommer endast att ske när en molekyl kan bildas som har mindre energi än dess okombinerade atomer. De tre huvudtyperna av bindning är joniska, kovalenta och metalliska. Dessa involverar alla elektroner som rör sig mellan atomer på olika sätt. En annan, mycket svagare typ är vätebindningen.

Atomstruktur

Atomer består av en kärna som innehåller positivt laddade protoner, som är omgiven av ett lika antal negativt laddade elektroner. Normalt är de därför elektriskt neutrala. En atom kan dock förlora eller få en eller flera elektroner, vilket ger den en positiv eller negativ laddning. När man har en elektrisk laddning kallas det en jon.

Det är elektronema som är involverade i kemisk bindning. Dessa partiklar är arrangerade i skal som kan ses som befintliga på ökande avstånd från kärnan. I allmänhet, ju längre från kärnan skalen är, desto mer energi har de. Det finns en gräns för antalet elektroner som kan uppta ett skal. Till exempel har det första, innersta skalet en gräns på två och nästa skal en gräns på åtta.

I de flesta fall är det bara elektronema i det yttersta skalet som deltar i bindning. Dessa kallas ofta valenselektroner . Som en allmän regel tenderar atomer att kombinera med varandra på ett sådant sätt att de alla uppnår fulla yttre skal, eftersom dessa konfigurationer vanligtvis har mindre energi. En grupp av element som kallas de ädla gaserna - helium, neon, argon, krypton, xenon och radon - har redan fulla yttre skal och på grund av detta bildar de normalt inte kemiska bindningar. Andra element försöker generellt uppnå en ädelgasstruktur genom att ge, acceptera eller dela elektroner med andra atomer.

Kemiska bindningar representeras ibland av något som kallas en Lewis-struktur , uppkallad efter den amerikanska kemisten Gilbert N. Lewis. I en Lewis-struktur representeras valenselektronerna av punkter precis utanför de kemiska symbolerna för elementen i en molekyl. De visar tydligt var elektroner har flyttat från en atom till en annan och var de delas mellan atomer.

Ionisk limning

Denna typ av kemisk bindning äger rum mellan metaller, som lätt ger upp elektroner, och icke-metaller, som är angelägna om att acceptera dem. Metallen ger elektronerna i sitt ofullständiga yttersta skal till icke-metallen, vilket lämnar det skalet tomt så att hela skalet under blir dess nya yttersta skal. Icke-metallen accepterar elektroner för att fylla sitt ofullständiga yttre skal. På detta sätt har båda atomerna uppnått full yttre skal. Detta lämnar metallen med en positiv laddning och icke-metallen med en negativ laddning, så de är positiva och negativa joner som lockar varandra.

Ett enkelt exempel är natriumfluorid. Natrium har tre skal med en valenselektron i det yttersta. Fluor har två skal med sju elektroner i det yttersta. Natrium ger sin en valenselektron till fluoratomen, så att natrium nu har två fullständiga skal och en positiv laddning, medan fluor har två fullständiga skal och en negativ laddning. Den resulterande molekylen - natriumfluorid - har två atomer med kompletta yttre skal sammanbundna av elektrisk attraktion.

Kovalent limning

Atomer av icke-metaller kombineras med varandra genom att dela elektroner på ett sådant sätt att de sänker sin totala energinivå. Detta innebär vanligtvis att alla har full yttre skal när de kombineras. För att ta ett enkelt exempel har väte bara en elektron, i sitt första - och enda - skal, vilket lämnar det en kortare än ett helt skal. Två väteatomer kan dela sina elektroner för att bilda en molekyl där båda har ett fullständigt yttre skal.

Det är ofta möjligt att förutsäga hur atomer kommer att kombinera med varandra från antalet elektroner de har. Exempelvis har kol sex, vilket innebär att det har ett fullständigt första skal av två och ett yttersta skal på fyra, vilket lämnar fyra kort än ett fullt yttre skal. Syre har åtta, och så har sex i sitt yttre skal - två kort av ett fullt skal. En kolatom kan kombinera med två syreatomer för att bilda koldioxid, där kolet delar sina fyra elektroner, två med varje syreatom, och syreatomerna i sin tur delar två av sina elektroner med kolatomen. På detta sätt har alla tre atomer full yttre skal som innehåller åtta elektroner.

Metallisk limning

I ett metallstycke är valenselektronerna mer eller mindre fria att röra sig, snarare än att tillhöra enskilda atomer. Metallen består därför av positivt laddade joner omgiven av mobila, negativt laddade elektroner. Jonerna kan förflyttas relativt lätt, men är svåra att ta bort, på grund av deras attraktion till elektronerna. Detta förklarar varför metaller i allmänhet är lätta att böja men svåra att bryta. Elektronernas rörlighet förklarar också varför metaller är goda elektriska ledare.

Vätebindning

Till skillnad från exemplen ovan involverar vätebindning bindning mellan, snarare än inom, molekyler. När väte kombineras med ett element som starkt lockar till sig elektroner - som fluor eller syre - dras elektronerna bort från vätet. Detta resulterar i en molekyl med en total positiv laddning på ena sidan och en negativ laddning på den andra. I en vätska lockar de positiva och negativa sidorna varandra och bildar bindningar mellan molekylerna.

Även om dessa bindningar är mycket svagare än joniska, kovalenta eller metalliska bindningar, är de mycket viktiga. Vätebindning sker i vatten, en förening som innehåller två väteatomer och en av syre. Detta innebär att mer energi krävs för att omvandla flytande vatten till en gas än vad som annars skulle vara fallet. Utan vätebindning skulle vatten ha en mycket lägre kokpunkt och kunde inte existera som en vätska på jorden.