Vad är kemisk bindning?

Kemisk bindning sker när två eller flera atomer går samman 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 bara att ske när en molekyl kan bildas som har mindre energi än sina okombinerade atomer. De tre huvudtyperna av bindningar 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 lika många 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 elektronerna som är involverade i kemisk bindning. Dessa partiklar är ordnade i skal som kan tänkas existera på allt större avstånd från kärnan. Generellt gäller att ju längre bort 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 elektronerna i det yttersta skalet som deltar i bindningen. Dessa kallas ofta valenselektroner. Som en allmän regel kommer atomer att tendera att kombineras med varandra på ett sådant sätt att de alla uppnår fullständiga yttre skal, eftersom dessa konfigurationer vanligtvis har mindre energi. En grupp av grundämnen som kallas ädelgaserna – 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 kommer i allmänhet att försöka 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 amerikanske kemisten Gilbert N. Lewis. I en Lewis-struktur representeras valenselektronerna av prickar 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.

Jonisk bindning
Denna typ av kemisk bindning sker mellan metaller, som lätt avger elektroner, och icke-metaller, som gärna accepterar dem. Metallen ger elektronerna i sitt ofullständiga yttersta skal till icke-metallen, och lämnar det skalet tomt så att hela skalet nedanför blir dess nya yttersta skal. Icke-metallen tar emot elektroner för att fylla upp sitt ofullständiga yttersta skal. På så sätt har båda atomerna uppnått fullständiga yttre skal. Detta lämnar metallen med en positiv laddning och icke-metallen med en negativ laddning, så de är positiva och negativa joner som attraherar 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. Natriumet ger sin ena valenselektron till fluoratomen, så att natriumet nu har två kompletta skal och en positiv laddning, medan fluoret har två kompletta skal och en negativ laddning. Den resulterande molekylen – natriumfluorid – har två atomer med kompletta yttre skal bundna samman av elektrisk attraktion.

Kovalent bindning
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 de alla, när de kombineras, har fulla yttre skal. 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 helt yttre skal.
Det är ofta möjligt att förutsäga hur atomer kommer att kombineras med varandra utifrån antalet elektroner de har. Kol har till exempel sex, vilket betyder att det har ett helt första skal på två och ett yttersta skal på fyra, vilket gör att det är fyra kortare än ett helt yttre skal. Syre har åtta, och så har sex i sitt yttre skal – två mindre än ett fullt skal. En kolatom kan kombineras med två syreatomer för att bilda koldioxid, där kolet delar sina fyra elektroner, två med varje syreatom, och syreatomerna delar i sin tur två av sina elektroner med kolatomen. På så sätt har alla tre atomerna fullständiga yttre skal som innehåller åtta elektroner.

Metallisk bindning
I ett stycke metall är valenselektronerna mer eller mindre fria att röra sig, snarare än att tillhöra enskilda atomer. Metallen består därför av positivt laddade joner omgivna av rörliga, negativt laddade elektroner. Jonerna kan flyttas relativt lätt, men är svåra att lossa på grund av att de dras till elektronerna. Detta förklarar varför metaller i allmänhet är lätta att böja men svåra att bryta. Elektronernas rörlighet förklarar också varför metaller är bra ledare av elektricitet.
Vätebindning
Till skillnad från exemplen ovan, innebär vätebindning bindning mellan, snarare än inom, molekyler. När väte kombineras med ett grundämne som starkt attraherar elektroner – som fluor eller syre – dras elektronerna bort från vätet. Detta resulterar i en molekyl med en övergripande positiv laddning på ena sidan och en negativ laddning på den andra. I en vätska drar de positiva och negativa sidorna till sig 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 syreatom. Det betyder att det krävs mer energi 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 skulle inte kunna existera som en vätska på jorden.