Alai

En kemisk binding er det fysiske fænomen og samspillet mellem kemiske stoffer, der holdes sammen af atomer, der tiltrækkes af hinanden.

Denne sammenslutning af atomer bidrager til dannelsen af molekyler, ioner, krystaller osv. via deling såvel som udveksling af elektroner – eller elektrostatiske kræfter.

Der findes forskellige typer af kemiske bindinger, herunder kovalente bindinger, ioniske bindinger, metalbindinger, hydrogenbindinger osv. Kovalente og ioniske bindinger er de vigtigste tilfælde af kemiske bindinger.

Kovalente bindinger

Det kaldes også en molekylær binding, gensidig deling af et eller flere par elektroner mellem to atomer. Disse elektronpar, der deltager i bindingen, kaldes delte par eller bindingspar, og delte elektroner, der befinder sig i rummet mellem de to kerner, kaldes bindingselektroner, og den stabile balance mellem tiltrækkende og frastødende kræfter mellem atomer, når de deler elektroner, kaldes kovalent binding.

Naturen af interaktionen mellem atomerne afhænger af deres relative elektronegativitet (et atoms evne til at tiltrække atomet eller bindingsparret). Når forskellen mellem to atomers elektronegativitet er for lille til at en elektronoverførsel kan finde sted for at danne ioner dannes der en kovalent binding. Disse atomer har en meget høj ioniseringsenergi.

Atomerne deler deres elektroner for at opnå oktetkonfigurationen i deres valensskal. Den indeholder normalt en energi på ca. ~80 kilokalorier pr. mol (kcal/mol). Kovalente bindinger bryder sjældent spontant, efter at den er dannet.

En kovalent binding dannet mellem de to ikke-metaller eller mellem to af de samme (eller lignende) grundstoffer. De kovalente bindinger i molekylerne er meget stærke, og Kovalente vekselvirkninger er meget retningsbestemte og afhænger af orbitaloverlapningen.

Egenskaber ved kovalente bindinger

Kovalente forbindelser indeholder følgende egenskaber:

• I fysisk tilstand kan de eksistere som faste stoffer, væsker eller gasser.
• Molekyler med kovalente bindinger har bestemte former.
• De er ikke hårde normalt er de bløde og voksagtige af natur. Dette skyldes tilstedeværelsen af en sky af elektroner mellem hvert lag af kulstofatomer.
• De er let opløselige i upolære opløsningsmidler og uopløselige i polære opløsningsmidler.
• Forbindelser, der indeholder kovalente bindinger, er ikke-ledere af elektrisk ladning eller har meget lav ledningsevne på grund af fraværet af ladede ioner eller frie elektroner. Men grafit er den gode leder, da vi der ser en sky af elektroner.
• De er dårlige varmekonduktorer. Deres molekyler mangler frie elektroner, og det hindrer strømmen af varmeenergi.
• De er meget svage eller ikke-malbare eller ikke-duktile. Mindre kovalente forbindelser med svage bindinger er ofte bløde og formbare
• Kovalente forbindelser har et lavt kogepunkt. Dette kan tilskrives deres svage tiltrækningskraft mellem de forskellige bundne atomer.

Eksempler

HCl, H2O, PCl5 osv. er eksempler på kovalente bindinger.

Typer af kovalente bindinger

Der er følgende typer af kovalente bindinger baseret på elektronegativitet, der spiller en afgørende rolle i bestemmelsen af de forskellige typer af kovalente bindinger.

1. Polær kovalent binding
2. Upolær kovalent binding

Polær kovalent binding

Det dannes mellem to ikke-metalatomer med forskellig elektronegativitet og deler deres elektroner (ulige fordeling af elektroner) i en kovalent binding. Den dannes mellem to forskellige atomer.

I den er en del af elektrondensiteten af det bindende elektronpar tættere på en af de bundne atomkerner, hvilket skaber delvist positive og negative atomcentre med størrelsen af ladningsoverførslen. Dette afhænger af de to atomers relative elektronegativiteter. Elektronskyen vil flytte sig til det atom, der har høj elektronegativitet.

Disse forbindelser kan eksistere som faste stoffer på grund af den større kraft af vekselvirkninger og har høje smelte- og kogepunkter. De er opløselige i polære forbindelser som f.eks. vand.

Eksempel: Eksempel på polære kovalente bindinger er:

• Bindinger mellem hydrogen og andre grundstoffer som f.eks. oxygen (H2 O).
• Bindinger mellem hydrogen og andre atomer som Cl (HCl)og F (HF)

Nonpolære kovalente bindinger

Det dannes mellem to samme atomer, der har samme elektronegativitet og deler deres lige store elektroner i en kovalent forbindelse. Forskellen i elektronegativitet er for det meste ubetydelig i ikke-polære kovalente bindinger.

De findes som gasform, men sjældent som flydende form og er meget bløde i naturen. De har lavt koge- og smeltepunkt og er opløselige i upolære opløsningsmidler.

Eksempler:

H2, N2, O2, Cl2 osv. er eksempler på upolære kovalente bindinger

Andre typer af kovalente bindinger

Der findes forskellige andre typer af kovalente bindinger baseret på antallet af delte elektroner, der er parret.

• En enkelt kovalent binding
• Dobbelt kovalent binding
• Tripel kovalent binding

Enkelt kovalent binding

I enkelt kovalent binding deles kun ét elektronpar mellem to atomer. Den er repræsenteret ved en streg (-). Det er en svagere binding sammenlignet med dobbelt- og trippelbindinger. Den har mindre tæthed. Det er den mest stabile binding

Eksempel: Bindelingen mellem hydrogen og hydrogen (H-H) er et eksempel på en enkelt kovalent binding. Andre eksempler på kovalente bindinger er F2, HCl osv.

Dobbelt kovalent binding

Når to elektronpar deles mellem de to atomer, kaldes den dannede binding for dobbeltbinding. Den er repræsenteret med en streg (=). Den er dannet af en Pi-binding og en sigma-binding. Det er en stærk binding i forhold til en enkeltbinding, men det er en mindre stabil binding.

Eksempel: Bindelingen mellem to oxygenatomer (O=O) er et eksempel på en dobbelt kovalent binding. Andre eksempler er CO2, C2H4, acetone, ozon osv.

Tredobbelt kovalent binding

I en tredobbelt kovalent binding er der tre elektronpar, der deles mellem to atomer. Den er den mindst stabile end de generelle typer af kovalente bindinger. Den er repræsenteret ved tre streger (≡).

Eksempel: N≡N er et eksempel på en tredobbelt kovalent binding.

Ioniske bindinger

En ionisk binding kaldes også en elektronisk kovalent binding, der dannes ved fuldstændig overførsel af nogle elektroner (fra den yderste orbital) fra et atom til et andet. Ved elektronoverførsel dannes negative ioner kaldet anioner (Atomet får en eller flere elektroner) og positive ioner kaldet kationer (Atomet mister en eller flere elektroner).

Disse ioner tiltrækker hinanden. De udvikles ved den elektrostatiske tiltrækning af elementer med modsatrettede elektriske ladninger. De dannes mellem atomer med store forskelle i elektronegativitet. Ved dannelsen af ionbindingen opnås oktet ved at få eller miste elektroner fra atomerne. I denne binding er ionerne anbragt i en tredimensionel række eller krystaller, og de dissocieres til ioner i opløsning.

Det er et fælles træk ved de uorganiske forbindelser og salte af organiske molekyler. Ioniske bindinger afhænger af atomets radius, jo større radius, jo mere sandsynligt er det, at forbindelsen vil have ioniske bindinger. Den dannes oftest mellem et metal- og et ikke-metalatom.

Egenskaber ved ioniske bindinger

Der er følgende egenskaber ved ioniske bindinger.

• De eksisterer som faste forbindelser.
• Ioniske bindinger er hårde på grund af deres krystallinske natur og har også Haigh smelte- og kogepunkt.
• Denne bindingstype har høj bindingsenergi end metalbindinger.
• De er ikke formbare og ikke duktile.
• I forhold til andre bindinger anses denne ikke for at være en god leder af elektricitet, men i smeltet tilstand kan den lede elektricitet på grund af tilstedeværelsen af ioner, der fungerer som ladningsbærere.
• Ionisk binding dissocieres til en ion, da disse er opløselige i vand.
• Denne binding anses for at være den stærkeste binding end andre og er meget skør.

Eksempel: Følgende er nogle eksempler på ioniske bindinger

KCl (Kaliumklorid)), CsF (Cæsiumfluorid), BeS (Berylliumsulfid), NaCl (Natriumklorid) osv.

Metalbinding

Det er den type kemisk binding, der holder atomerne sammen blandt metallerne og deler de frie elektroner blandt kationernes gitter. Som det skete i metaller eller legeringer såkaldt metallisk binding. Den adskiller sig fra den kovalente binding, fordi ioniseringsenergien for de elektroner, der besætter de ydre orbitaler hos metalelementerne, er meget mindre.

Når hybridiseringen er fraværende, fører s-orbital (der tillader overlapning med op til 12 yderligere s-orbitaler hos de omgivende atomer) til dannelse af “metallisk” binding (ikke retningsbestemt), mens d-orbital fører til dannelse af “kovalent” binding (retningsbestemt).

Differente faktorer påvirker styrken af en metallisk binding, bl.a. det samlede antal delokaliserede elektroner, størrelsen af den positive ladning, som metalkationen har, og kationets ionradius.

• Eksempler: Legering dannes ved hjælp af metalbindinger. Eksempel på legering er messing (Cu og Zn) og stål (C og Fe) De andre eksempler på metalliske bindinger Jern, kobolt, calcium og magnesium, sølv, guld osv.

Egenskaber ved metalliske bindinger

Følgende er egenskaberne ved metalbindinger indeholdende forbindelser

• Metalbindinger er normalt i fast tilstand.
• De er normalt hårde i naturen og har ingen bestemt form.
• Hvis vi ser dens opløselighed i upolære og polære opløsningsmidler er uopløselige
• De fleste metaller er fremragende elektriske ledere, fordi elektronerne i elektronhavet er frie til at bevæge sig og bære ladningen.
• Metalbindinger er formbare og duktile med højt smelte- og kogepunkt samt lav flygtighed.

Hovedforskellen mellem ioniske, kovalent og metallisk binding

Kovalent binding	Ionisk binding	Metalsk binding
Deling af elektroner mellem to atomer	Fuldstændig overførsel af elektroner	Deling af elektroner mellem metaller gitter
Fordeling blandt ikke-metaller	Fordel blandt metaller og ikke-metaller	Fordel blandt metaller
Stærkere binding end metalbinding	Mest stærk binding	Svagere binding end anden binding
Eksisterer i fast stof, flydende og gasform	Udgår som fast stof	Udgår i fast form
Binding er retningsbestemt	Binding er ikke retningsbestemt	Binding er ikke retningsbestemt
Elektronegativitet for polær kovalent er 0.5-1,7 og for ikke-polære kovalente er ˂ 0,5.	˃ 0,7 er elektronegativitet		Elektronegativitet ikke påkrævet.