As jy na die materie, of fisiese voorwerpe, rondom jou kyk, sal jy besef dat atome selfde op hule eie voorkom. Die voorwerpe rondom ons bestaan meestal uit verskillende atome wat aan mekaar gebind is. Die proses waardeur atome bind word chemiese binding genoem. Chemiese binding is een van die mees belangrike prosesse in chemie, omdat dit verskillende molekules en kombinasies van atome toelaat om te vorm. Die voorwerpe rondom ons, oral in die ingewikkelde wêreld, bestaan dus uit hierdie molekules en atoomkombinasies. Daar is tog sommige atome wat wel op hul eie kan bestaan, en nie met ander atome bind nie. Die edelgasse in Groep 8 van die Periodieke Tabel tree so op. Hierdie groep sluit elemente soos neon (Ne), helium (He) en argon (Ar) in. Die belangrike vraag is dan, hoekom vorm sommige atome bindings, maar ander nie?

In hierdie afdeling is dit belangrik om te onthou dat ons 'n model van binding gaan bespreek. Hierdie bindingsmodel is weer op 'n spesifieke model van die atoom gebasseer. Jy sal van die bespreking oor atome onthou dat 'n model 'n voorstelling is van wat regtig gebeur. In die model van die atoom wat jy ken, bestaan die atoom uit 'n sentrale kern, omring deur elektrone wat in vaste energievlakke gerangskik is. Die elektrone in elke energievlak beweeg in orbitale met verskillende vorms. Die elektrone in die buitenste energievlak van 'n atoom word die valenselektrone genoem. Hierdie model van die atoom is nuttig wanneer ons wil verstaan hoe verskillende soorte bindings tussen atome plaasvind.

Jy sal van die vorige besprekings oor eletrone en energievlakke in atome onthou dat elektrone altyd in die laagste moontlike energievlak wil wees. Netso wil 'n atoom ook in die laagste moontlike energietoestand wees. 'n Laer energietoestand beteken 'n meer stabiele atoom. 'n Atoom is in sy mees stabiele toestand wanner al sy valensorbitale vol is. Anders gestel: Die buitenste energievlak van die atoom bevat die maksimum aantal elektrone moontlik vir daardie atoom. 'n Stabiele atoom is ook 'n onreaktiewe atoom, en gaan waarskynlik nie bind met ander atome nie. Dit verduidelik dus hoekom die edelgasse onreaktief is en as atome eerder as molekules in die natuur voorkom. Kyk byvoorbeeld na die eletronkonfigurasie van neon (1s22 2s22 2p66). Neon het agt valenseletrone in sy buitenste energievlak. Dit is die maksimum aantal elektrone wat in die energievlak kan wees, en dus is neon baie stabiel en onreaktief, en vorm nie nuwe bindings nie. Ander atome, met valansenergievlakke wat nie vol is nie, sal chemiese bindings vorm om meer stabiele molekules te vorm. Ons gaan nou kyk na die energieveranderinge wat plaasvind wanneer atome bindings vorm.

Kom ons begin deur te dink aan twee waterstofatome is wat na mekaar toe beweeg. Soos hulle nader aan mekaar kom, is daar drie kragte wat terselfdetyd op die atome inwerk. Hierdie kragte word gewys in figuur 1 en word hieronder beskryf:

Figuur 1: Kragte wat op die atome inwerk: (1) afstoting tussen elektrone, (2) aantrekking tussen protone en elektrone en (3) afstoting tussen protone.

figuur 2 verduidelik die energieveranderinge wat plaasvind wanneer die twee atome nader aan mekaar beweeg.

Figuur 2: Die grafiek wys die energieveranderinge wat plaasvind wanneer atome nader aan mekaar beweeg

In die voorbeeld van die twee waterstofatome, waar die krag tussen die twee atome uiteindelik 'n aantrekkende krag is, is die energie van die hele sisteem nul wanneer die atome ver uit mekaar is (punt A), omdat daar geen interaksie tussen die atome is nie. Wanneer die atome nader aan mekaar beweeg, domineer die aantrekkende kragte en die atome word nader aan mekaar getrek. Soos dit gebeur, verminder die potensiële energie van die sisteem omdat energie nou tot die sisteem sal moet toegevoeg word om die atome uit mekaar uit te beweeg. Soos die atome nog nader aan mekaar beweeg (d.w.s. links op die horisontale as van die grafiek), begin afstotende kragte domineer, en die potensiële energie van die sisteem vermeerder weer. By 'n sekere punt is die aantrekkende en afstotende kragte gebalanseer, en die energie van die sisteem bereik 'n minimum (punt X). Dit is by hierdie punt, waar die energie 'n minimum bereik, waar binding plaasvind.

Die afstand wat 'P' gemerk is, is die bindingslengte, d.w.s. die afstand tussen die kerne van die atome wanneer die binding plaasvind. 'Q' verteenwoording die bindingsenergie d.w.s. die hoeveelheid energie wat tot die sisteem toegevoeg moet word om die bindings wat gevorm het weer te breek. Bindingsterkte beteken hoe sterk een atoom 'n ander aantrek en hoe sterk die twee gebind is wanneer daar binding plaasvind. Die sterkte van 'n binding is verwant aan bindingslengte, the grootte van die gebinde atome en die hoeveelheid bindings tussen die twee atome. Oor die algemeen, hoe korter die binding, hoe sterker die binding, en hoe kleiner die atome wat betrokke is, hoe sterker die binding. 'n Groter aantal bindings tussen twee atome lei ook tot 'n sterkter binding.

Figuur 3

'n Chemiese binding word gevorm wanneer atome bymekaar gehou word deur aantrekkende kragte. Hierdie aantrekking kom voor wanneer elektrone gedeel word tussen atome, of wanneer elektrone uitgeruil word tussen die atome wat in die binding betrokke is. Die deel of uitruil van elektrone vind plaas sodat die buitenste energievlakke van die atome wat betrokke is, gevul is, en die atome meer stabiele verbindings vorm. Wanneer 'n elektron gedeel word, beteken dit dat die elektron in elektronorbbitale rondom beide atome beweeg. Wanneer 'n elektron uitgeruil word, beteken dit dat die elektron van een atoom na 'n ander oorgedra word, met ander woorde verloor een atoom 'n elektrone en 'n ander atoom kry 'n elektron.

Definition 1: Chemiese binding

'n Chemiese binding is die fisiese proses wat veroorsaak dat atome en molekules na mekaar aangetrek word, en saamgehou word as meer stabiele chemiese verbindings.

Die tipe binding wat vorm hang af van die elemente wat betrokke is. In hierdie afdeling gaan ons kyk na drie tipies chemiese binding: kovalente, ioniese en metaalbinding.

Jy moet onthou dat dit die valenselektrone is wat betrokke is in bindings, en dat die atome hulle buitenste energievlakke wil vul om meer stabiel te wees.