Redigerer Bindingsenergi (avsnitt)

==Kjemiske bindingenergier==

Atomer kan bindes sammen i større molekyler eller makroskopiske krystaller med kjemiske bindinger. Et [[natriumklorid]] NaCl molekyl består av et Na<sup>+</sup> ion og et  Cl<sup>-</sup> ion holdt sammen med den elektriske [[Coulombs lov|Coulomb-kraften]]. Denne elektrostatiske vekselvirkningen har et minium for en separasjon på 0,23&thinsp;[[nm]] mellom ionene. Her er den potensielle energien 5,4&thinsp;[[eV]] mindre enn for de frie ionene. Dette er derfor den ioniske bindingsenergien. For kortere avstander dominerer frastøtningen mellom de negativt ladete elektronskyene rundt ionene.

En  NaCl krystall som utgjør [[koksalt]], består av Na<sup>+</sup> og Cl<sup>-</sup> ioner plassert i et kubisk [[krystallstruktur|krystallgitter]] som blir holdt sammen av Coulomb-kreftene mellom alle ionene. Bindingsenergien til krystallen kan da beregnes ved å summere opp energiene mellom alle disse ladningene og blir litt større enn for det frie molekylet.

De fleste molekyler blir holdt sammen ved [[kovalente bindinger]] som kan forklares ved hjelp av [[kvantemekanikk]]en. To hydrogenatomer 2H kan bindes sammen i et hydrogenmolekyl H<sub>2</sub>. For å bryte opp denne bindingen må det utføres et arbeid som tilsvarer 4,5&thinsp;[[eV]]  = 7,2&times;10<sup>&thinsp;-19</sup>J som dermed er den kovalente bindingsenergien for dette molekylet. I kjemien oppgir man vanligvis disse energiene per [[mol]] med substans, det vil si i dette tilfellet for 2&thinsp;g av  H<sub>2</sub>. Da antall molekyler i 1&thinsp;mol er gitt ved [[Avogadros tall|Avogadros konstant]]  ''N<sub>A</sub>'', vil kovalente bindingsenergier være av størrelsesorden ''N<sub>A</sub>&thinsp;''eV = 96,5&thinsp;kJ/mol. Hydrogenmolekylet har bindingsenergien  434&thinsp;kJ/mol som representerer en ganske sterk, kovalent binding.  Oksygenmolekylet O<sub>2</sub> har en dobbel, kovalent binding med noe større bindingsenergi og nitrogenmolekylet N<sub>2</sub> har en bindingsenergi på hele 940&thinsp;kJ/mol som skyldes en trippel, kovalent binding hvor tre elektronpar er delt mellom de to atomene. De fleste kovalente bindinger mellom ulike atomer er typisk (300 - 400)&thinsp;kJ/mol.

Mellom nøytrale molekyler i en gass eller væske virker vanligvis svake [[van der Waalske krefter]] som skyldes induserte, elektriske dipoler i molekylene. Dette gir opphav til bindingsenergier av størrelsesorden 1&thinsp;kJ/mol. Disse er derfor mye svakere enn de kovalente vekselvirkningene. I vannmolekylet H<sub>2</sub>O blir de to H-atomene bundet til O-atomet med kovalente bindinger. Men elektronene på H-atomene blir trukket over mot O-atomet slik at dette blir negativt og H-atomet tilsvarende positivt og bestående nesten av et nakent [[proton]]. Molekylet har derfor et elektrisk [[dipol]]moment. I gass eller væskefasen  til vann vil det dermed  oppstå elektrostatiske bindinger mellom positivt polariserte H-atomer og negativt polariserte O-atomer. Dette er såkalte [[hydrogenbindinger]] med bindingsenergier av størrelsesorden 10&thinsp;kJ/mol. H-bindingen mellom vannmolekyler H<sub>2</sub>O har en bindingsenergi på om lag 22&thinsp;kJ/mol. Sammenligner man dette med [[fordampningsvarme]]n for vann som er 42&thinsp;kJ/mol, ser man at vann i den flytende fasen blir holdt sammen i gjennomsnitt av to hydrogenbindinger.