Bindingstyper

Atomer kan som vi på nuværende tidspunkt forhåbenlig har styr på, bindes sammen til molekyler. De gør det ved at dele, optage eller låne andre atomers elektroner og på den måde opfylde dublet og oktætreglen.

Deles elektronerene ligeligt atomerne imellem, kalder vi det kovalent.

Deles elektronerne hvor elektronerne primært er omkring den atom der har størst elektronegativitet, kalder vi dem polær kovalente.

Afgiver eller optager de hindandens elektroner kalder vi det for ionbindinger.

På skemaet herunder ser du et periodisk system. Talene under atomernes forkortelser er det enkelte atoms evne til at holde på elektroner - vi kalder det for elektronegativiteten. Kigger man på én binding af gangen i et molekyle, kan man med skemaet beregne denne ene bindings egenskab. Forskellen i elektronegativitet beregnes og herefter aflæser man hvilken type binding man har.

Kovalente bindinger

Kovalente bindinger kaldes også for elektronparbindinger. Det er bindinger imellem ikke metaller og/eller halvmetaller. De har en elektronegativitetsforskel på under 2.

Når man kigger på kovalente bindinger, er det relationen imellem atomernes elektroner i deres ydderste skaller der afgør om grundstofferne kan passe sammen. 

Kigger man eksempelvis på gassen brint  der består af 2 brintatomer. Så vil hvert atom have én elektron i ydderste skal. Men når de to atomer går sammen i en kovalent binding, så deles de nu om 2 elektroner og begge har fået opfyldt dubletreglen.

I en ikke polær kovalent binding hvor elektronegativitetsforskellen er under 0,5 vil delingen af elektronskyen imellem atomerne være lige.

Polær kovalente bindinger

I de polære kovalente bindinger deler atomerne elektroner på samme måde som i eksemplet ovenover. Her er forskellen dog at det ene atom har en større elektronegativitet - er den over 0,5 vil elektronerne primært befinde sig omkring den atom med størst elektronegativitetstal.

Her under er vist et eksempel med et vandmolekyle. Brintatomerne får opfyldt dubletreglen og oxygenatomet får opfyldt oktætreglen. Men fordi elektronegativitetsforskellen er imellem 0,5 og 1,6, ja så er elektronerne altså mest omkring oxygenatomet.

Fordi elektronerne ikke er ligeligt fordelt i molekylet, opstår der en forskel i ladning. Ved brintatomerne bliver ladningen positiv da de negative elektroner glimrer i deres fravær. Og ved oxygenatomet hvor elektronerne befinder sig, bliver ladningen negativ.

Ladningforskellen gør at vandmolekylet "magnetisk" over for andre polære molekyler eller rettere dele af molekyler. Denne magnetiske tiltrækning kan få mange vandmolekyler til at kæde sig sammen med bindinger imellem molekylerne. Brint atomerne i et vandmolekyle tiltrækkes af et andet vandmolekyles oxygenatom osv. Disse bindinger imellem molekyler kaldes for brintbindinger og er altså kun en tiltrækning pga. ladning og ikke en deling af elektroner.

Brintbindingen er en type af bindinger vi kalder for intermolekylære bindinger (bindinger imellem molekyler)

Ionbindinger

Ionbindinger er på mange måder ligesom eksemplet ovenover, men forskellen består i, at den elektronegative forskel er større end 1,6 og bindingen sker imellem et metal og et ikke metal.

Forskellen i elektronegativitet er så stor at elektronerne helt forlader metal atomet og slutter sig helt til ikke metallet. Man siger at den ene afgiver en eller flere elektroner og den anden optager.

Natrium for eksempel vil meget nemt afgive en elektron, så den har 8 elektroner i den næste skal og på den måde opnår oktætreglen. Klor kan meget nemt optage en elektron og får ligeledes oktætreglen opfyldt.

Det danner ionforbindelsen NaCl eller Na+ Cl- Saltet vi kender ganske udemærket som bordsalt, er på fast form og danner et iongitter hvor klor og natriumioner danner en krystalstruktur. Men putter man Natriumklorid i vand, vil Na+ og Cl- svømme frit rundt i vandet. Her siger vi at saltet er opløst.