Grundämnen.com/Uppslagsbok/Kemiska bindningar

Kemiska bindningar

Som fria atomer är det normalt sett bara ädelgaser som förekommer, anledningen till det är att de har den redan bästa elektronfördelningen. Med detta menas att de har fulla elektronskal och därigenom inte några direkt reaktionsbenägna elektroner i ytterskalet. Övriga atomer strävar efter att få ett ädelgasskal (elektronoktett), någonting som kallas oktettregeln.

Men de övriga grundämnenas atomer kan också få ädelgasskal, genom samverkan med varandra eller andra grundämnes atomer, det uppstår då kemiska bindningar. Övriga atomer strävar efter att få ett ädelgasskal (elektronoktett), det kallas oktettregeln. när metaller reagerar med icke-metaller bildas jonföreningar. Ädelgaser bildar inga joner alls, detta då de redan har ett ädelgasskal.

När man talar om kemiska bindningar brukar man dela uppdessa i två underkategorier, intramolekylära bindningar (inom ämnen) och intermolekylära bindningar (mellan ämnen).

Intramolekylära bindningar

Intramolekylära bindningar är sådana bindningar som existerar inom en metallkristall, jonkristall eller en molekyl. Man brukar säga att det finns tre huvudtyper av intramolekylära kemiska bindningar; metallbindningar, jonbindningar och kovalenta bindningar. Där den tredje bindningstypen, kovalent bindning, återfinns hos de molekylära ämnena, dvs. mellan atomer som bildar molekyler.

Metallbindningen

Metallbindning är en typ av kemisk bindning finns hos alla metaller. Metaller består av väldigt små och tätt packade kristaller. Atomerna är faktiskt så tätt packade att deras elektronskal tangerar varandra, vilket medför att valenselektronerna kan vandra mellan atomer (de är delokaliserade). Det bildar således ett elektronmoln som är gemensamt för alla atomer i kristallen.

Valenselektronerna kan röra sig fritt

Eftersom valenselektronerna kan röra sig fritt och inte "tillhör" någon specifik atom består alltså metallkristaller egentligen av joner, inbäddade i ett elektronmoln som håller ihop kristallen. Det är även dessa elektroner som "flyter" genom metallen när den leder elektrisk ström, samt bidrar de även till att metallkristallen får lägre energi och den stabilare struktur som kännetecknar just metaller - jämfört med om elektronerna hade varit bundna till sina bestämda atomer. Det går också att säga: ju fler delokaliserade elektroner, desto starkare metallbindning.

Jonbindningen

En jonbindning är en kemisk bindning som uppstår mellan en positiv jon (som kallas katjon) och en negativ jon (som kallas anjon). I fast tillstånd bildar jonföreningar jonkristaller, i vilka joner med motsatt laddning binds till varandra med jonbindning. Någonting som utgörs av attraktionen mellan de positiva och negativa jonerna.

Vanligt koksalt bygger på en jonbindning

Natriumklorid (NaCl), eller i vardagligt tal vanligt koksalt, är ett exempel på en jonbindning, en jonkristall. Natriumkloridens minsta "byggelement" är jonkristallerna som byggs upp av jonparet Na+Cl-. Natriumklorid kommer till när natrium reagerar med klor, när reaktionen väl har kommit igång blir den en s.k. spontan reaktion, d.v.s att den fortsätter snabbt av sig själv. Natrium reagerar med klor redan i rumstemperatur, men sker snabbare vid högre värme. I denna, som med många, spontana reaktion frigörs energi som värme, fast det måste även tillföras energi för att valenselektronen hos natriumjonen ska kunna ryckas loss - men i gengäld frigörs mer energi när densamme elektronen binds till kloratomen.

Jonbindningen är väldigt stark, då det är väldigt små avstånd mellan jonerna - deras elektronskal tangerar varandra (natriumklorid har t.ex. en smältpunkt på 801 °C och kokpunkt på 1413 °C). Denna typ av reaktion är även ett vanligt sätt för metaller och ickemetaller att skaffa sig ett ädelgasskal, tendensen är extra stor mellan metallerna i grupperna 1 och 2 och ickemetallerna i grupperna 16 och 17.

Hårdare jonföreningar i form av bergsmineral

Många jonföreningar har samma egenskaper som natriumklorid, men det finns också hårda och fysiskt motståndskraftiga jonföreningar i naturen. Ett exempel på detta är sådana mineral som de olika bergarterna är uppbyggda av. Anledningen till detta är de olika bindningarna har olika uppbyggnad. Om lagren av joner i en jonkristall genom yttre påverkan förskjuts kan joner med lika laddning utsättas för varandra och därmed även repellera varandra, vilket leder till att kristallen kan spricka. Metallbindningens elektronmoln å andra sidan gör så att metaller blir mycket mer motståndskraftigt, det gör att lagren kan glida över varandra utan att kristallerna går sönder. Många metaller kan därför valsas ut till mycket tunna folier.

Jonföreningar leder ej ström i fast tillstånd

En jonförening leder inte ström i fast tillstånd, anledningen är att jonerna hålls kvar på sina platser i kristallen tack vare de starka bindningskrafterna. I jämförelse med metallbindningens elektronmoln har inte jonbindningen några fritt rörliga elektroner. Dock leder jonföreningar elektrisk ström i smält form, och om jonföreningen (som t.ex. natriumklorid) är löslig i vatten leder också vattenlösningen elektrisk ström. När jonerna antingen upphettas eller löses upp blir de så pass fria från varandra att de kan vandra, och således även transportera elektriska laddningar.

Kovalenta bindningar

En kovalent bindning uppstår när atomer får stabila elektronskal genom två (eller fler) atomer binds samman av ett (eller fler) gemensamt, bindande elektronpar. Atomerna binds då samman till molekyler av skiftande storlek, och blir molekylära ämnen. Kovalenta bindningar kallas även ofta för elektronparbindningar (kovalent = "samma värde").

Molekylära ämnen

Molekylära ämnen är uppbyggda av molekyler, en molekyl är en oladdad partikel bestående av två eller flera atomer av samma eller annan natur som sig självt. Exempel på molekylära ämnen är: väte, vatten, klor och ammoniak. Inom en molekyl är bindningarna mellan atomerna starka, däremot är attraktionskraften mellan de enskilda molekylerna svag - vilket innebär att det ofta räcker med en måttlig uppvärmning för att molekylerna skall separera från varandra. Ett exempel på detta är jod, ett grundämne som hör hemma bland halogenerna. I rumstemperatur är jod ett fast kristalliserat ämne, men när kristallen upphettas sublimerar joden och övergår direkt till gasform.

Intermolekylära bindningar

Intermolekylära bindningar kallas de kemiska bindningar som uppkommer mellan atomer och joner, de är generellt sett mycket svagare än de intramolekylära bindningarna. Alla typer av kemiska bindningar beror på attraktion mellan positiva och negativa elektriska laddningar, men eftersom molekyler totalt sett är oladdade måste molekylerna ha en ojämn laddningsfördelning för att bindningar skall kunna uppstå. Generellt sett finns det tre olika slags intermolekylära bindningar: dipol-dipolbindning, van der Waalsbindning och vätebindning.

Vätebindning

Vätebindning är en relativt stark kemisk bindning, faktiskt den starkaste intermolekylära bindningen. Vätebindningen kan bara uppstå hos molekyler som innehåller en väteatom som är direkt bunden till ett starkt elektronegativt grundämne (t.ex. flour, syre och kväve). Ytspänningen hos vatten är ett exempel på någonting som vätebindningen ligger bakom, då vattenmolekylerna hakar i varandra med hjälp av vätebindningar.

Dipol-dipolbindning

Dipol-dipolbindningen är en ganska svag kemisk bindning som verkar mellan dipolmolekyler (även kallat polära molekyler). På ett sätt så att molekylernas laddningar vrids så att laddningarna med olika tecken kommer intill varandra. Dipol-dipolbindningen är svagare än vätebindningar, men starkare än Van der Waalsbindningar.

Några exempel på ämnen med dipol-dipolbindning mellan sina molekyler är t.ex. svaveldioxid (SO2), väteklorid (HCl) och kolmonoxid (CO).

Illustration av vätebindning mellan vattenmolekyler

Bilden ovan är en illustration av vätebindningen mellan vattenmolekyler.

Van der Waalsbindning

Van der Waalsbindning är en mycket svag kemisk bindning. De yttersta elektronerna i opolära molekylers elektronmoln kan genom tillfälligheter, såsom t.ex. påverkan av grannmolekyler, rubbas så att det bildas en tillfällig dipol. Denna dipol kan sedan påverka grannmolekyler så att de också blir tillfälliga dipoler. Rubbningen bidrar till att elektronerna i elektronmolnet förskjuts på ett sätt så att pluspol kommer intill minuspol, vilket skapar attraktion mellan elektronmolnen - så kallade van der Waalsbindningar.

Dessa störningar uppstår lättast i skal som har många svagt bundna elektroner, och eftersom valenselektronerna är svagast bundna till kärnan är det bland dem det kan uppstå störningar såsom dessa. Störningarna blir sedan kraftigare ju längre ut från kärnan valenselektronerna finns.


Skrivet av Stefan Johansson
Texten uppdaterades senast 2020-09-04

Skriv en kommentar