Chemiese binding

Chemiese binding is die kragte wat molekules of kristalle by mekaar hou.

Alle vorme van chemiese binding is op die elektromagnetiese krag gebaseer terwyl die atoom se kern deur ander sterker kragte by mekaar gehou word. Hoewel drie grondtipes van binding onderskei kan word, is chemiese binding in der waarheid net een fenomeen. Die drie tipes is net ekstreme vorme daarvan, waartussen heelparty tussenvorme aangetref word.

Die drie tipes

• Ioniese binding
• Kovalente binding
• Metaalbinding

Die tussenvorme tussen inonies en kovalent word polêrkovalent genoem. Ander tussenvorme bestaan, maar het in die chemie nie 'n eie naam nie, omrede materiale met metaalbinding dikwels tot die vakgebied van die metaalkunde gereken word.

Ioniese binding

Die NaCl-struktuur; die keuse van 'n NaCl-'motief' is lukraak. Mens kan ook 'n ander ioonpaar kies.

Indien 'n element met 'n lae elektronegatiwiteit soos natrium reageer met 'n sterk elektronegatiewe een soos chloor kan 'n elektron amper geheel aan die ander atoom oorgedra word. In hierdie geval staan natrium 'n elektron af en neem chloor dit oor:

$Na+Cl\to Na^{+}+e^{-}+Cl\to Na^{+}+Cl^{-}$

Of eintlik moet chloor as 'n diatomiese molekuul geskryf word:

$2Na+Cl_{2}\to 2Na^{+}+2Cl^{-}$

Die positiewe en die negatiewe ione sal mekaar aantrek en in groot aantalle saam 'n kristalrooster opbou, wat in kombuis as sout gebruik kan word. Hierdie verbinding word as NaCl geskryf maar dit bestaan nie uit NaCl-molekule nie. Eintlik is dit Na_nCl_n waar n 'n baie groot getal is in die orde van die getal van Avogadro. In die kristal word iedere positiewe ioon deur party negatiewe ladings omring. By NaCl is dit ses, by ander soute soos CsCl is dit agt. Mens kan een paar buurione uitkies en dit 'n NaCl-motief noem, maar dit is willekeurig. Dit is dus nie juis om oor "een ioniese binding" (Eng: a bond) te praat nie. Ioonbinding is meer 'n kollektiewe saak.

By hoë temperatuur (~1500 °C) verdamp NaCl, maar selfs in die gasfase word min NaCl molekule aangetref. Dikwels is dit kort kettings Na-Cl-Na-Cl of vierkantige fragmente.

Ioonbinding kan baie sterk wees, veral indien die ione 'n hoë lading het. Dit is te begryp vanuit Coulombs se we vir die potensiële energie:

$V=c{{q_{1}q_{2}} \over {r}}$

Indien die ioonladings 2+ en 2- is gee hierdie formule 'n vier keer hoër energie as wanneer dit 1+ en 1- is. Hierdeur is die smeltpunt van MgO baie hoër as van NaCl.

Ioonbinding is nie baie rigtingsgevoelig nie. Daar is geen voorkeur vir bepaalde bindingshoeke nie, net vir 'n digpakking van ione. Die verbindings is gewoonlik soutagtige vastestowwe, wat taamlik hard is en elektriese isolatore is, omrede alle elektrone op een bepaalde atoom gelokaliseer is en daar vasgehou word.

Kovalente binding

Hierdie tipe binding word veral tussen atome met dieselfde elektronegatiwiteit aangetref. Hierdie tipe lei gewoonlik tot 'n molekulêre struktuur. Hierdie molekule kan soms in 'n kristal opgestapel word, maar hierdie molekulêre kristalle het vaak 'n taamlik lae smeltpunt. Indien die molekule klein is dan kan die verbinding ook 'n vloeistof of 'n gas wees.

By kovalente binding word die elektrone nie oorgedra nie, maar met die buuratome gedeel. 'n Goeie voorbeeld van hierdie tipe binding word in een chloormolekuul Cl₂ aangetref. Altwee atome het dieselfde elektronegatiwiteit. Uit oordrag van 'n elektron is daarom geen voordeel te verkry nie. Altwee atome het ook 'n elektronkonfigurasie [Ne]3s²3p⁵. Daar ontbreek net een elektron om die skil volledig te vul. Om hierdie tipe binding te verklaar is minder eenvoudig as in die ioniese geval omrede hier die dualiteit van deeltjies en golwe 'n rol speel, terwyl by die ioniese binding Coulomb se wet volstaan.

Daar is 'n reeks teorie wat dit het probeer om te beskryf. Die nuwer teorieë beskryf dit beter, maar is minder eenvoudig en vereis die gebruik van sagteware en rekenaars en die kennis van wiskunde soos differensiaalvergelykings en groepteorie. Dit is hoekom die eenvoudiger teorieë steeds gebruik word. Van die teorieë is:

1. Lewis se teorie van chemiese binding
2. VSEPR (valensieskil-elekronpaar-afstoting)
3. Valensbindingteorie en hibridisasie-teorie
4. Molekulêr-orbitaalteorie
5. Digtheidsfunksionaalteorie

In die algemeen is die binding gelokaliseer en kan mens dus praat oor 'hierdie een kovalente binding' en nie net oor 'kovalente binding' as verskynsel nie. Die elektrone kan min of meer as deeltjies beskou word en nie as golwe nie. Gelokaliseerde kovalente bindings kan enkel (soos in Cl-Cl), dubbel (O=O) of drievoudig (N≡N) wees. Veral by die element koolstof kan kovalente binding tot die vorming van lang kettings lei. In polimere kan die kettinglengte honderde atome of meer wees. Die hoek tussen twee bindings in 'n C-C-C ketting is gewoonlik 109 grade groot, terwyl in byvoorbeeld C=C-C dit ongeveer 120 grade en 180 grade in C≡C-C sal wees. VSEPR-teorie, wat 'n uitbreiding van Lewisteorie is verklaar dit. Kovalente binding is gerigte binding, in teenstelling tot ioniese (of metallieke) binding.

Soms is ook kovalente binding nie heeltemal gelokaliseer nie, soos in die benseen-molekuul C₆H₆ waar party van die elektrone oor die ses koolstofatome gedelokaliseer is. Die dualiteit is essensieel om dit te begryp. Golwe is eintlik altyd gedelokaliseer, soms kan hulle mos die hele oseaan bedek. As mens dus die elektrone as golwe beskou is dit nie so vreemd nie. In die meeste nie-molekulêre vastestowwe gaan hierdie delokalisatie baie verder as net oor ses atome. In halfgeleiers is die elektrone in toestande wat die hele kristal omvat, maar dit vorm energiebande wat of heeltemal vol of heeltemal leeg is en dit maak elektriese geleiding onmoontlik.

Die berekening van die bansstruktuur van 'n halfgeleier is eintlik net 'n uitbreiding van molekulêre-orbitaalteorie, behalwe dat periodieke randvoorwaardes in die berekenings in ag geneem word.

Metaalbinding

Ook metaalbinding is uiters gedelokaliseer en nes by ioniese binding lei dit tot vastestowwe. Nes by ioniese binding kan mens ook hier nie oor 'een metaalbinding' praat nie. Die binding is kollektief.

Die elemente links van koolstof -en dit is die grootste deel van die tabel- het min valenselektrone. Byvoorbeeld silikon het 4 en dit lei tot 'n halfgeleier met volle en leë bande. Aluminium egter het net drie valenselektrone en die gevolg is dat daar baie meer toestande is as elektrone. By metaalbinding is die bande daardeur slegs gedeeltelik gevul en dit het belangrike gevolge:

1. die materiaal is elektries geleidend
2. die binding is nie meer so gerig nie, pleks daarvan word die atoompakking dikwels so dig moontlik
3. die materiaal het groot warmtegeleiding

Metaalbinding kan uiters sterk wees. Wolfram het die hoogste kookpunt van alle elemente, so hoog as die oppervlakte van die son. Van die metale het egter laë smeltpunte soos gallium, wat in die hand smelt, maar steeds 'n hoë kookpunt amper soos koper. Metaalbinding hou dus ook die vloeistof goed bij mekaar. Metaalbinding kan beskryf word met:

1. die vryelektronteorie
2. bandstruktuurberekening
3. digtheidsfunksionaalteorie DFT

Die vryelektronteorie is die eenvoudigste en oudste teorie. Dit veronderstel dat die geleidingselektrone vryelik soos 'n gas deur die metaal kan beweeg. Indien dit waar is sou dit egter in alle rigtings van die kristal dieselfde beweeglikheid moet oplewer. Dit blyk eintlik net vir een metaal (sesium) min of meer waar te wees. Vir metale wat beter geleiers as sesium is soos silwer is dit egter glad nie waar nie.

Die berekening van bandstrukture is dieselfde kwantummeganiese metodes wat ook vir halfgeleiers toegepas word en dieselfde kan gesê word oor die DFT

Oorgangsvorme

Die bostaande drie bindingstipes is drie ekstreme. Daar is talle oorgangsvorme. Byvoorbeeld diatomiese molekule soos BrF sal 'n enkele binding het, maar omrede fluoor 'n hoër elektronegatiwiteit het as broom sal hierdie binding nie simmetries wees nie. Meer van die elektronwolk sal naar die fluooratoom getrek word en die binding word 'n polêre kovalente binding word. Dit is 'n oorgangsvorm tussen kovalent en ionies. In hierdie geval ontstaan 'n molekuul wat 'n elektriese dipool besit.