Kemisk bindning

Energi och bindningsmodeller

Energiminimumet definierar bindningen

På stort avstånd växelverkar två atomer svagt. När de närmar sig varandra attraherar varje kärna elektroner som hör till den andra atomen och den totala energin kan sjunka. Om kärnorna pressas för nära ökar kärna–kärna- och elektron–elektronrepulsionen kraftigt.

Jämviktsbindningslängden är avståndet vid minimum på kurvan för potentiell energi. Det krävs energi för att bryta bindningen eftersom separation av atomerna flyttar systemet bort från detta minimum.

Bindningslängd och bindningsenergi hänger alltså ihop men är inte utbytbara: den ena är ett avstånd, den andra en energiskillnad.

Jonisk bindning är ett utbrett elektrostatiskt gitter

I en jonisk kristall attraherar katjoner och anjoner många motsatt laddade grannar. Fast NaCl består inte av isolerade Na–Cl-molekyler; det är ett utbrett gitter där den totala elektrostatiska stabiliseringen omfattar hela kristallen.

Gitterenergins belopp ökar när jonladdningarna ökar och jon–jon-avstånden minskar. Det hjälper till att förklara varför MgO är mycket starkare bundet än NaCl, även om struktur och jonstorlekar också spelar roll.

När ett joniskt fast ämne smälter eller löses kan rörliga joner leda ström. Det fasta ämnet leder vanligen dåligt eftersom jonerna sitter fast i gittret.

Kovalent bindning: orbitalöverlappning och delad täthet

I valensbindningsteori bildas en kovalent bindning när atomorbitaler överlappar och två elektroner befinner sig mellan kärnorna samtidigt som de attraheras av båda.

Överlappning rakt framifrån ger en σ-bindning. Sidledes överlappning mellan parallella p-orbitaler ger en π-bindning. En dubbelbindning innehåller normalt en σ- och en π-bindning; en trippelbindning innehåller en σ- och två π-bindningar.

För samma par av grundämnen innebär högre bindningsordning vanligen en kortare och starkare bindning eftersom mer elektrontäthet stabiliserar området mellan kärnorna.

Metallisk bindning och band

Metallers valenselektroner är inte begränsade till ett enda atompar. Deras tillstånd sträcker sig över många atomer, så elektroner kan röra sig genom det fasta ämnet när ett elektriskt fält appliceras.

Den välkända bilden av ett ”elektronhav” är en användbar första modell. Bandteorin ger den kvantmekaniska versionen: det enorma antalet tätt liggande atomära tillstånd i ett fast ämne bildar band av tillåtna elektroniska energier.

Delokaliserad bindning hjälper också till att förklara varför metaller ofta kan deformeras utan att hela bindningsnätverket brister, vilket ger duktilitet och formbarhet.

Bindningspolaritet gör jonisk och kovalent karaktär kontinuerliga

Om en atom är mer elektronegativ förskjuts den delade elektrontätheten mot den och bindningen blir polär. Mycket stor laddningsseparation ger stark jonisk karaktär, men det finns ingen universell Δχ-gräns där en bindning plötsligt byter kategori.

Små, högt laddade katjoner kan starkt polarisera stora anjoner och därmed öka den kovalenta karaktären. AlCl₃ är till exempel mycket mer kovalent än en enkel metall/icke-metall-regel skulle antyda.

Rätt bindningsmodell är den som förklarar egenskapen som studeras: elektrontäthet, gitterenergi, molekylgeometri, ledningsförmåga eller spektroskopi.

Kvantbeskrivningar och delokalisering

Molekylorbitaler och bindningsordning

Molekylorbitalteori kombinerar atomorbitaler till orbitaler som sträcker sig över en molekyl. Kombinationer i fas ger bindande orbitaler; kombinationer ur fas ger antibindande orbitaler, markerade med en asterisk.

Om en antibindande orbital besätts upphävs en del av stabiliseringen från de bindande elektronerna. MO-teori förklarar O₂:s paramagnetism, vilket en enkel Lewisstruktur inte förutsäger.

Lokaliserade bindningar är ibland bara en del av bilden

Lewisstrukturer ritar ofta elektronpar mellan bestämda atomer, men vissa molekyler kan inte beskrivas korrekt med en enda lokaliserad struktur. I karbonat, nitrat eller bensen skiljer sig flera Lewisstrukturer bara genom placeringen av π-elektroner.

Den verkliga elektronfördelningen är delokaliserad. Resonansstrukturer är inte molekyler som snabbt omvandlas till varandra; de är alternativa teckningar som används för att beskriva ett enda kvantmekaniskt tillstånd vars elektrontäthet är utspridd över flera bindningar.

Delokalisering kan jämna ut bindningslängder och stabilisera en molekyl eller jon. Molekylorbitalbeskrivningar inkluderar detta naturligt genom att orbitaler kan sträcka sig över flera atomer.

Från bindningsmodell till egenskaper

Bindningsmodell och materialegenskaper

Vätebindningar, dipol–dipolkrafter och dispersionskrafter verkar mellan molekyler. De är avgörande för makroskopiska egenskaper men är inte de kovalenta bindningar som håller ihop atomerna inom en molekyl.

Bindningsenergier i reaktioner

Det krävs energi för att bryta en kovalent bindning; när en bindning bildas frigörs energi. Genomsnittliga bindningsenergier kan därför uppskatta reaktionsentalpin i gasfas genom att jämföra energin som behövs för att bryta reaktanternas bindningar med energin som frigörs när produkternas bindningar bildas.

Det är genomsnittsvärden. En C–H-bindning har inte exakt samma dissociationsenergi i varje molekyl eftersom den omgivande elektronstrukturen påverkar bindningen.

Lewis-, valensbindnings- och molekylorbitalmodeller besvarar olika frågor

Modellerna kompletterar varandra. En Lewisstruktur är inte ”fel” för att MO-teorin går djupare; den är ett enklare verktyg för en annan typ av frågor. Bra kemiskt resonemang byter modell när frågan byts.

Övningar

Bindningsordning

En tvåatomig molekyl har 8 elektroner i bindande orbitaler och 4 i antibindande orbitaler. Bestäm bindningsordningen.

NaCl-kristall

Varför är det missvisande att rita fast NaCl som en samling separata Na–Cl-molekyler?

Enkel- och trippelbindningar

Mellan samma två grundämnen, vilken är vanligen kortast?