Kemiske bindinger

Energi og bindingsmodeller

Energiminimumet definerer bindingen

Ved stor afstand vekselvirker to atomer svagt. Når de nærmer sig hinanden, tiltrækker hver kerne elektroner knyttet til det andet atom, og den samlede energi kan falde. Presses kernerne for tæt sammen, vokser kerne–kerne- og elektron–elektron-frastødningen kraftigt.

Ligevægtsbindingslængden er afstanden ved minimum på kurven for potentiel energi. Det kræver energi at bryde bindingen, fordi adskillelse af atomerne flytter systemet væk fra dette minimum.

Bindingslængde og bindingsenergi hænger derfor sammen, men er ikke det samme: den ene er en afstand, den anden en energiforskel.

Ionisk binding er et udstrakt elektrostatisk gitter

I en ionkrystal tiltrækker kationer og anioner mange modsat ladede naboer. Fast NaCl består ikke af isolerede Na–Cl-molekyler; det er et udstrakt gitter, hvor den samlede elektrostatiske stabilisering omfatter hele krystallen.

Gitterenergiens størrelse vokser, når ionladningerne øges, og ion–ion-afstandene mindskes. Det hjælper med at forklare, hvorfor MgO er langt stærkere bundet end NaCl, selv om struktur og ionstørrelser også spiller en rolle.

Når et ionisk fast stof smelter eller opløses, kan mobile ioner føre strøm. Det faste stof leder normalt dårligt, fordi ionerne er låst fast i gitteret.

Kovalent binding: orbitaloverlap og delt elektrontæthed

I valensbindingsteori dannes en kovalent binding, når atomorbitaler overlapper, og to elektroner befinder sig mellem kernerne, mens de tiltrækkes af begge kerner.

Frontalt overlap giver en σ-binding. Sideværts overlap mellem parallelle p-orbitaler giver en π-binding. En dobbeltbinding indeholder normalt én σ- og én π-binding; en tripelbinding indeholder én σ- og to π-bindinger.

For det samme par grundstoffer betyder højere bindingsorden normalt en kortere og stærkere binding, fordi mere elektrontæthed stabiliserer området mellem kernerne.

Metallisk binding og bånd

Metalliske valenselektroner er ikke begrænset til ét atompar. Deres tilstande strækker sig over mange atomer, så elektroner kan bevæge sig gennem det faste stof, når der påtrykkes et elektrisk felt.

Det velkendte billede af et »elektronhav« er en nyttig første model. Båndteori giver den kvantemekaniske version: det enorme antal tætliggende atomare tilstande i et fast stof danner bånd af tilladte elektroniske energier.

Delokaliseret binding hjælper også med at forklare, hvorfor metaller ofte kan deformeres uden at hele bindingsnetværket bryder, hvilket giver duktilitet og formbarhed.

Bindingspolaritet gør ionisk og kovalent karakter kontinuerte

Hvis det ene atom er mere elektronegativt, forskydes den delte elektrontæthed mod det, og bindingen bliver polær. Meget stor ladningsadskillelse giver stærk ionisk karakter, men der findes ingen universel Δχ-grænse, hvor en binding pludselig skifter kategori.

Små, stærkt ladede kationer kan polarisere store anioner kraftigt og dermed øge den kovalente karakter. AlCl₃ er for eksempel langt mere kovalent, end en simpel metal/ikke-metal-regel ville antyde.

Den rigtige bindingsmodel er den, der forklarer den egenskab, man undersøger: elektrontæthed, gitterenergi, molekylgeometri, ledningsevne eller spektroskopi.

Kvantebeskrivelser og delokalisering

Molekylorbitaler og bindingsorden

Molekylorbitalteori kombinerer atomorbitaler til orbitaler, der strækker sig over et molekyle. Kombinationer i fase giver bindende orbitaler; kombinationer i modfase giver antibindende orbitaler, markeret med en stjerne.

Besættelse af en antibindende orbital ophæver noget af stabiliseringen fra de bindende elektroner. MO-teori forklarer O₂’s paramagnetisme, som en simpel Lewis-struktur ikke forudsiger.

Lokaliserede bindinger er nogle gange kun en del af billedet

Lewis-strukturer tegner ofte elektronpar mellem bestemte atomer, men nogle molekyler kan ikke beskrives præcist med én lokaliseret struktur. I carbonat, nitrat eller benzen adskiller flere Lewis-strukturer sig kun ved placeringen af π-elektroner.

Den virkelige elektronfordeling er delokaliseret. Resonansstrukturer er ikke molekyler, der hurtigt omdannes til hinanden; de er alternative tegninger, der repræsenterer én kvantemekanisk tilstand med elektrontæthed fordelt over flere bindinger.

Delokalisering kan udligne bindingslængder og stabilisere et molekyle eller en ion. Molekylorbitalbeskrivelser omfatter dette naturligt ved at lade orbitaler strække sig over flere atomer.

Fra bindingsmodel til egenskaber

Bindingsmodel og materialeegenskaber

Hydrogenbindinger, dipol–dipol-kræfter og dispersionskræfter virker mellem molekyler. De er afgørende for makroskopiske egenskaber, men er ikke de kovalente bindinger, som holder atomerne i ét molekyle sammen.

Bindingsenergier i reaktioner

Det kræver energi at bryde en kovalent binding; dannelse af en binding frigiver energi. Gennemsnitlige bindingsenergier kan derfor bruges til at estimere reaktionsentalpien i gasfasen ved at sammenligne energien til at bryde reaktanternes bindinger med energien, der frigives ved dannelse af produkternes bindinger.

Det er gennemsnitsværdier. En C–H-binding har ikke præcis samme dissociationsenergi i alle molekyler, fordi den omgivende elektronstruktur ændrer bindingen.

Lewis-, valensbindings- og molekylorbitalmodeller svarer på forskellige spørgsmål

Modellerne supplerer hinanden. En Lewis-struktur er ikke »forkert«, fordi MO-teori går dybere; den er et enklere værktøj beregnet til en anden type spørgsmål. God kemisk argumentation skifter model, når spørgsmålet ændres.

Øvelser

Bindingsorden

Et diatomisk molekyle har 8 elektroner i bindende orbitaler og 4 i antibindende orbitaler. Find bindingsordenen.

NaCl-krystal

Hvorfor er det misvisende at tegne fast NaCl som en samling separate Na–Cl-molekyler?

Enkelt- og tripelbindinger

Mellem de samme to grundstoffer: hvilken er normalt kortest?