Hvad er forskellen mellem ioniske og kovalente bindinger
Alle dele af stoffet omkring dig holdes sammen af kemiske bindinger. Nogle gange brydes kemiske bindinger, f.eks. under en kemisk reaktion, hvorefter atomerne binder sig igen for at danne forskellige molekyler. Der frigøres altid energi for at skabe bindinger, og der kræves ligeledes altid energi for at bryde bindinger.
Der findes to hovedtyper af kemiske bindinger: ioniske og kovalente.
Hvad er ioniske og kovalente bindinger?
Atomer binder sig sammen for at danne forbindelser, fordi de derved opnår lavere energier, end de har som individuelle atomer, og bliver dermed mere stabile i processen. I henhold til loven om bevarelse af energi frigøres der ved den kemiske reaktion, når der dannes en ny kemisk binding, en energimængde (normalt som varme), der næsten svarer til forskellen i mængden af oplagret kemisk energi mellem produkterne og reaktanterne. Denne lagrede kemiske energi i systemet, eller varmeindholdet, er kendt som systemets enthalpi.
En ionisk binding dannes, når to ioner med modsat ladning udveksler elektroner mellem sig, hvor en ion er et atom, der enten har mistet eller fået en elektron. Ioner, der mister en eller flere elektroner, har flere protoner end elektroner, hvilket betyder, at de har en positiv ladning. Sådanne ioner kaldes kationer (metaller). På den anden side giver en ion, der får elektroner, ionen en negativ ladning. Kemikere betegner sådanne ioner som anioner (ikke-metaller).
Ioniske forbindelser er typisk neutrale. Derfor kombineres ioner på måder, der neutraliserer deres ladninger.
Et skolebogseksempel på en ionisk forbindelse er natriumklorid, også kendt som bordsalt. Et enkelt natriumatom har 11 protoner og 11 elektroner, men kun en enkelt elektron i sin ydre skal (eller valensskal). Klor består af 17 protoner og 17 elektroner og har 7 elektroner i sin ydre skal. Når de to atomer reagerer, mister natrium (elektropositivt) sin valenselektron til klor (elektronegativt). I den resulterende krystalstruktur er hver natriumion nu omgivet af seks kloridioner, og hver kloridion er omgivet af seks natriumioner. Desuden har hver ion en komplet elektronskal, der svarer til den nærmeste inerte gas; neon for en natriumion, argon for en kloridion
Kovalente bindinger dannes, når atomer eller ioner deler elektroner på en sådan måde, at deres ydre skaller bliver besat. Kovalente bindinger, også kaldet molekylære bindinger, dannes kun mellem ikke-metalatomer med identisk eller relativt tæt på hinanden liggende elektronegativitetsværdi. Elektronegativitet, betegnet med symbolet χ, er en kemisk egenskab, der beskriver et atoms tendens til at tiltrække et delt elektronpar (eller elektrontæthed) til sig selv.
Atometallet af kovalente bindinger, som et atom kan danne, kaldes atomets valens. Denne egenskab repræsenterer de elektroner i et atom, der kan deltage i dannelsen af kemiske bindinger med andre atomer. Det er de elektroner, der er længst væk fra kernen.
Et godt eksempel på en kovalent binding er brintmolekylet, som dannes af to brintatomer, der hver har én elektron i deres yderste skal. Bindingsdannelse frigør varme; den er derfor exotermisk. For hydrogenmolekylet er den varme, der frigives under dannelsen, også kendt som standard enthalpiforandringen (ΔH°), -435 kJ pr. mol. Den omvendte proces, at bryde H-H-bindingen, kræver 435 kJ pr. mol, en størrelse, der kaldes bindingsstyrken.
Et andet klassisk eksempel på en kovalent binding er hydrogenklorid (HCl), som er et hydrogenhalogenid. Kloratomet har 7 atomer i sin ydre skal, mens hydrogen har 1 elektron i sin ydre skal. Begge kombineres perfekt, så hvert atom fylder deres valensskaller, hvilket danner et meget stabilt molekyle. Nu vil HCl-molekylet ikke reagere yderligere med andre klor- eller brintatomer.
Forskelle mellem ioniske og kovalente bindinger
- Kovalente bindinger er langt mere almindelige i organisk kemi end ioniske bindinger.
- I kovalente bindinger deler atomerne elektroner, mens atomerne i ioniske bindinger overfører elektroner.
- Reaktionskomponenterne i kovalente bindinger er elektrisk neutrale, mens de for ioniske bindinger begge er ladede. Dette forklarer, hvorfor natriumklorid (salt) leder elektricitet, når det opløses – dets bestanddele er ladede.
- Ioniske bindinger er meget stærkere end kovalente bindinger.
- Kovalente bindinger er langt mere almindelige i naturen end ioniske bindinger. De fleste molekyler i levende væsener er f.eks. kovalentbundne.
- Kovalente bindinger kan dannes mellem atomer af de samme grundstoffer (f.eks. H2). Det kan ioniske bindinger derimod ikke.
- Kovalente bindinger dannes mellem to ikke-metaller, mens ioniske bindinger dannes mellem et metal og et ikke-metal.
- Molekyler dannet ved hjælp af kovalente bindinger har et lavt smeltepunkt, mens molekyler med ioniske bindinger har et højt smeltepunkt. Det samme forhold gælder for kogepunktet.
- Ved stuetemperatur er molekyler med kovalente bindinger i langt de fleste tilfælde væsker eller gasser, mens ionforbindelser er faste.
Ligheder mellem ioniske og kovalente bindinger
- Både typer bindinger fører til dannelse af stabile kemiske forbindelser.
- Det kræver eksoterme reaktioner (dvs. som frigiver varme) for at skabe ioniske og kovalente bindinger.
- Valenceelektroner er involveret i begge bindingsprocesser.
- Det er ligegyldigt, om et molekyle dannes ved ionisk eller kovalent binding med hensyn til dets elektriske ladning: resultatet er altid elektrisk neutralt.