Vad håller ihop atomer? Jonbindning, kovalent bindning och metallbindning

Varför atomer binds

Atomer binds eftersom det gör att de kan nå en stabilare uppsättning yttre elektroner, ofta ett fullt yttre skal som hos en ädelgas. Bara de yttre elektronerna, valenselektronerna, deltar, och atomer kan ge bort dem, ta emot dem eller dela dem. Varje val leder till en olika sorts bindning.

Jonbindningar: att ge och ta elektroner

En jonbindning bildas vanligtvis mellan en metall och en icke-metall. Metallatomen avger elektroner och blir en positiv jon, och icke-metallatomen tar upp dem och blir en negativ jon. Motsatta laddningar attraherar varandra starkt, och den attraktionen är jonbindningen.

Bordssalt är det klassiska exemplet. En natriumatom ger sin enda yttre elektron till en kloratom, så att Na⁺ och Cl⁻ bildas. En saltkristall innehåller inga separata NaCl-par. I stället är varje Na⁺ omgiven av sex Cl⁻-joner och varje Cl⁻ av sex Na⁺-joner, i ett upprepat kubformat mönster som kallas kristallgitter.

Jonföreningar är vanligtvis hårda, spröda fasta ämnen med hög smältpunkt: salt smälter vid 801 °C. De leder inte elektricitet som fasta ämnen, men det gör de när de är smälta eller lösta i vatten, eftersom jonerna då kan röra sig fritt.

Kovalenta bindningar: att dela elektroner

En kovalent bindning bildas vanligtvis mellan två icke-metallatomer. Ingen av atomerna drar tillräckligt hårt för att ta elektroner från den andra, så de delar i stället ett elektronpar. Det delade paret attraheras av båda atomkärnorna, vilket håller ihop atomerna. En grupp atomer som sitter ihop på det här sättet kallas molekyl.

I en vattenmolekyl, H₂O, delar syreatomen ett elektronpar med var och en av de två väteatomerna. Syre hade från början 6 yttre elektroner och har nu 8 runt sig, och varje väte har nu 2, ett fullt första skal. Atomer kan också dela två par, vilket ger en dubbelbindning som i O₂, eller tre par, vilket ger en trippelbindning som i N₂.

Många kovalenta ämnen har låga smält- och kokpunkter, så de är ofta gaser eller vätskor vid rumstemperatur; vatten kokar vid 100 °C. Några, som diamant, bildar gigantiska nätverk av kovalenta bindningar och är extremt hårda.

Metallbindningar: ett hav av elektroner

I en metall avger atomerna sina yttre elektroner till en gemensam pool som rör sig fritt genom hela metallen. Det som blir kvar är en regelbunden uppsättning positiva metalljoner, som hålls ihop av det här ”havet” av elektroner. Attraktionen mellan jonerna och de rörliga elektronerna är metallbindningen.

De fria elektronerna leder elektrisk ström, och därför används koppar till ledningar, och de leder värme, och därför blir en metallsked i varm soppa snabbt varm. Eftersom bindningarna inte sitter fast mellan särskilda atomer kan lager av joner glida förbi varandra, så metaller böjs och kan hamras till plåtar i stället för att splittras.

Att använda elektronegativitet för att förutsäga bindningen

Elektronegativitet mäter hur starkt en atom drar i delade elektroner. För att jämföra två atomer subtraherar du det mindre värdet från det större. Som en grov tumregel betyder en skillnad under cirka 0,4 att elektronerna delas nästan lika (opolär kovalent), en skillnad mellan cirka 0,4 och 1,7 betyder att de delas olika (polär kovalent), och en skillnad över cirka 1,7 betyder vanligtvis en jonbindning.

Natriumklorid: 3,16 − 0,93 = 2,23, så bindningen är jonisk. Vatten: syre (3,44) och väte (2,20) skiljer sig med 1,24, så O–H-bindningarna är polära kovalenta. Syre drar de delade elektronerna närmare och får en liten negativ laddning, medan väteatomerna blir svagt positiva. Klorgas, Cl₂: 3,16 − 3,16 = 0, så elektronerna delas helt lika.

De här gränserna är grova riktlinjer, och läroböcker använder något olika tal, eftersom bindning egentligen är en glidande skala. En genväg fungerar för det mesta: metall + icke-metall ger jonbindning, icke-metall + icke-metall ger kovalent bindning, och metall + metall ger metallbindning.