Som beskrevet i forrige del, er antallet af elektroner i den yderste, eller valens-, skal, det der afgør den relative reaktivitet for et grundstof. Måden elektronerne er arrangeret på, forklarer hvorfor nogle grundstoffer er meget reaktive, nogle er noget reaktive og andre igen er ikke-reaktive. Generelt kan det siges, at jo færre elektroner et grundstof kan afgive, modtage eller dele for at opnå en stabil elektronskals-konfiguration, desto mere reaktive er grundstoffet. Sandsynligheden for at et grundstof vil indgå i en kemisk forbindelse er stærkt påvirket af valensskallen og stabiliteten af det dannede molekyle. Jo mere stabilt molekylet er, desto større er sandsynligheden for at et sådan molekyle dannes.

I tilfældet med H⁺ og Br^– er det meget sandsynligt at udveksling af elektronen vil finde sted, fordi udvekslingen tilfredsstiller begge atomers behov. Der er dog meget mere at tage højde for en kun antallet af valenselektroner, men det er en god tommelfingerregel.

Hvis atomet behøvede to elektroner og kun modtog en, ville det stadig aktivt søge efter yderligere en elektron. Reaktionen mellem H⁺ og Te^2- er meget mere usandsynlig, fordi det dannede molekyle stadig ville have en valensskal der ikke var fyldt op. Selvfølgelig ville en reaktion kunne finde sted, hvis man kombinerer to grundstoffer der henholdsvis gerne vil afgive og modtage elektroner (for eksempel H₂ og O₂) det er bare mindre sandsynligt hvis der er andre atomer til stede.

Atomer bliver føjet, eller bundet sammen via denne interaktion mellem deres elektroner. Der er flere typer af kemiske bindinger der holder atomer sammen. Her i denne del vil tre af dem blive forklaret: ion-, kovalent og metallisk binding Figur 1.

Figur 1:

Afbildning af hhv. ionbinding (v), kovalent binding (m) og metallisk binding (h). De tre bindingstyper bliver nærmere forklaret
i de næste afsnit.

Ionbinding

En ionbinding dannes, når en eller flere elektroner bliver fuldt ud overført fra et grundstof til et andet og grundstofferne herefter holdes sammen af den gensidige elektriske tiltrækningskraft. Et eksempel på ionbinding mellem natriumchlorid (bordsalt, NaCl) er vist herunder i figur 2.

Eksempel på en ionbinding mellem natrium og chlor, der danner forbindelsen natriumchlorid (NaCl)

Natriumatomet mister en elektron fra dets yderste elektronskal til chloratomet, som bruger den ekstra elektron til at fylde sin yderste elektronskal. Nå dette sker, efterlades natriumatomet med en +1 elektrisk ladning og chloratomet med en -1 elektrisk ladning. Ionbindingen dannes som et resultat af de to modsatladede partikler. Ingen enkelt negativt ladet ion har en større tendens til at binde sig til en bestemt positivt ladet ion, end til en hvilken som helst anden ion.

På grund af dette, arrangerer de positive og negative ioner dem selv i tre dimensioner, som vist i figur 3, for at balancere ladningerne mellem flere ioner. I natriumchlorid for eksempel, er hver chlorion omgivet af så mange natriumioner der kan ligge, nemlig seks. Til sammenligning, er hvert natriumion også omgivet af seks chlorioner. Derfor, er hver chlorion bundet til de seks nærmeste natriumioner og bundet i mindre grad til natriumioner længere væk. Derfor er ionbindingen mere en kraft der holder mange atomer eller ioner sammen, end en binding mellem to individuelle atomer eller ioner.

Figur 3:

Her vises hvordan natrium- og chlorionerne arrangerer sig
i forhold til hinanden når de indgår ionbinding

Kovalent binding

En kovalent binding bliver dannet når en eller flere elektroner fra et atom danner par med en eller flere elektroner fra andre atomer og dermed danne overlappende elektronskaller i hvilke begge atomer deler elektronerne. I modsætning til ionbindingen, holder en kovalent binding bestemte atomer sammen. En kovalent binding kan være enkelt kovalent, dobbelt kovalent eller tripel kovalent, afhængig af hvor mange elektronpar der deles. Figur 4 viser de bindinger der opstår i metanmolekylet, som består af fire enkelt kovalente bindinger mellem et kulstofatom og fire hydrogenatomer.

Kovalent binding, methan CH₄

To dobbelt kovalente bindinger er resultatet når kuldioxid, som består af et kulstofatom og to oxygenatomer, bliver dannet. Fire par af elektroner deles med kulstofatomet, to fra hvert oxygenatom, som vist i figur 5. En kombination af to elektroner giver en kombination med et lavere energiniveau end to elektroner hver for sig. Denne forskel i energiniveau repræsenterer den kraft der holder specifikke atomer sammen.

Figur 5:

Dannelse af kuldioxidmolekylet

Når begge elektroner i en kovalent binding, kommer fra det samme atom, kaldes båndet koordineret kovalent binding. Selvom begge delte atomer kommer fra det samme atom, er en koordineret kovalent binding en enkelt binding, med lignende egenskaber, som en kovalent binding. Figur 6 illustrerer bindingerne hos det negativt ladede chlorat ion. Ionen består af et chloratom og tre oxygenatomer med en samlet ladning på -1 og bliver dannet med to koordinerede kovalente bindinger og en kovalent binding. Chloratomet har effektivt modtaget en elektron gennem den kovalente binding, hvilket giver den samlede negative ladning på -1.

Figur 6:

Koordineret kovalent binding – Chlorat-ion ClO₃^–

Kovalente bindinger kan være enten polære eller nonpolære. Når det delte elektronpar ikke er ligeligt delt, er den ene ende af bindingen positiv, mens den anden ende er negativ. Dette skaber en binding med to poler, kaldet en polær kovalent binding.

Molekyler der har polære kovalente bindinger, kaldes for dipolære eller polære molekyler. Vand er et eksempel på et polært molekyle. Når atomer af det samme grundstof deler en eller flere elektroner (som for eksempel H₂ og N₂), udøver hvert atom den samme tiltrækning til det eller de delte elektronpar. Når elektronparrene er delt ligeligt mellem de ens atomer, kaldes bindingen for nonpolær kovalent binding. Hvis alle bindingerne i et molekyle er af denne slags, kaldes molekylet for et nonpolært kovalent molekyle.

Metallisk binding

En anden kemisk bindingsmekanisme er metallisk binding. I den metalliske binding, opnår et atom en mere stabil konfiguration, ved at dele elektroner i dets yderste skal med mange andre atomer. Metallisk binding er fremherskende i grundstoffer hvor valenselektronerne ikke er stærkt bundet til atomkernen, nemlig metaller og heraf navnet metallisk binding. I denne type binding, deler ethvert atom i et metalkrystal, alle sine valenselektroner med alle de øvrige atomer i metalkrystallet, se figur 7.

Figur 7:

Eksempel på delingen af de frie elektroner i et metalkrystal

En anden måde at anskue denne mekanisme på er at forestille sig, at valenselektronerne ikke er tæt forbundet med de individuelle atomer, men i stedet kan vandre frit mellem atomerne i metalkrystallet. Derfor kan de individuelle atomer overlappe hinanden og stadig holdes sammen af de elektrostatiske kræfter der udøves af elektronerne. Dette er grunden til at de fleste metaller kan bankes ud i form (formbare) eller trækkes til tynde tråde (strækbare). Når der tilføres en elektrisk potentialeforskel, vandrer elektronerne frit mellem atomerne, og en strøm løber. Dette er grunden til at metallerne er elektrisk ledende.

Van der Waals kræfter

I tillæg til kemisk binding mellem atomer, er der en anden type af tiltrækningskræfter, der eksisterer mellem atomer, ioner og molekyler kendt som van der Waals kræfter.

Disse kræfter opstår mellem molekylerne af nonpolære kovalente stoffer som for eksempel H₂, Cl₂ og He. Disse kræfter menes at være forårsaget af en midlertidig dipol, eller uens distribution af molekylets ladning, da elektronerne konstant bevæger sig omkring i et atom, en ion eller et molekyle. I et givet øjeblik, kan der være flere elektroner i en region end i en anden, som illustreret i figur 8.

Figur 8:

van der Waals kræfter

Den midlertidige dipol, skaber en tilsvarende midlertidig dipol på et nærtliggende atom, ion eller molekyle. Hvert øjeblik, opstår, opløses og genopstår der milliarder af disse dipoler, og disse optræder som de svage elektrostatiske tiltrækningskræfter kendt som van der Waals kræfter.

Det er vigtigt at understrege, at van der Waals kræfter eksisterer mellem alle former for molekyler. Nogle molekyler har både disse kræfter, såvel som dipolære eller andre intermolekylære kræfter. Van der Waals kræfter er dog den eneste form for intermolekylær binding mellem nonpolære kovalente molekyler som for eksempel H₂, Cl₂ og CH₄. Antallet af elektroner i et stof stiger som den molekylære masse (massen i gram for et mol af stoffet) stiger. Derfor stiger styrken af van der Waals kræfter i stoffet, som den molekylære masse stiger.

Van der Waals kræfter er svage i sammenligning med kræfterne i kemiske bindinger og er kun betydende når molekylerne er meget tæt sammen.

Johannes Diderick van der Waals