Alai

En kemisk bindning är det fysikaliska fenomenet och samspelet mellan kemiska substanser som hålls samman av atomernas attraktion till varandra.

Denna förening av atomer bidrar till bildandet av molekyler, joner, kristaller etc. via delning och utbyte av elektroner – eller elektrostatiska krafter.

Det finns olika typer av kemiska bindningar, däribland kovalenta bindningar, joniska bindningar, metalliska bindningar, vätebindningar etc. Kovalenta och joniska bindningar är de viktigaste fallen av kemiska bindningar.

Kovalenta bindningar

Det kallas också för en molekylär bindning, ömsesidigt delande av ett eller flera elektronpar mellan två atomer. Dessa elektronpar som deltar i bindningen kallas delade par eller bindningspar, och delade elektroner som befinner sig i utrymmet mellan de två atomkärnorna kallas för bindningselektroner och den stabila balansen mellan attraktiva och repellerande krafter mellan atomer när de delar elektroner, kallas för kovalent bindning.

Närvaron av växelverkan mellan atomerna beror på deras relativa elektronegativitet (en atoms förmåga att attrahera atomen eller bindningsparet). När skillnaden mellan två atomers elektronegativitet är för liten för att en elektronöverföring ska kunna ske för att bilda joner bildas en kovalent bindning. Dessa atomer har mycket hög joniseringsenergi.

Atomer delar sina elektroner för att erhålla oktettkonfigurationen i sitt valensskal. Den innehåller normalt en energi på cirka ~80 kilokalorier per mol (kcal/mol). Kovalenta bindningar bryts sällan spontant efter att den bildats.

En kovalent bindning som bildas mellan två icke-metaller eller mellan två av samma (eller liknande) grundämnen. De kovalenta bindningarna inom molekylerna är mycket starka och Kovalenta interaktioner är starkt riktade och beror på överlappningen av orbitalerna.

Egenskaper hos kovalenta bindningar

Kovalenta föreningar har följande egenskaper:

• I fysiskt tillstånd kan de existera som fasta ämnen, vätskor eller gaser.
• Molekyler med kovalenta bindningar har bestämda former.
• De är inte hårda vanligtvis är de mjuka och vaxartade av naturen. Detta beror på att det finns ett moln av elektroner mellan varje lager av kolatomer.
• De är lättlösliga i opolära lösningsmedel och olösliga i polära lösningsmedel.
• De föreningar som innehåller kovalenta bindningar är icke-ledare av elektrisk laddning eller har mycket låg ledningsförmåga på grund av avsaknaden av laddade joner eller fria elektroner. Men grafit är den goda ledaren eftersom vi där ser ett moln av elektroner.
• De är dåliga värmeledare. Deras molekyler saknar fria elektroner och det hindrar flödet av värmeenergi.
• De är mycket svaga eller icke smältbara eller icke-duktila. Mindre kovalenta föreningar med svaga bindningar är ofta mjuka och formbara
• Kovalenta föreningar har låg kokpunkt. Detta kan tillskrivas deras svaga attraktionskraft mellan de olika bundna atomerna.

Exempel

HCl, H2O, PCl5 etc. är exempel på kovalenta bindningar.

Typer av kovalenta bindningar

Det finns följande typer av kovalenta bindningar baserade på elektronegativitet som spelar en viktig roll när det gäller att bestämma de olika typerna av kovalenta bindningar.

1. Polär kovalent bindning
2. Opolär kovalent bindning

Polär kovalent bindning

Den bildas mellan två icke-metalliska atomer som har olika elektronegativitet och som delar på sina elektroner (ojämn fördelning av elektroner) i en kovalent bindning. Den bildas mellan två olika atomer.

I den är en del av elektrontätheten hos det bindande elektronparet närmare en av de bundna atomkärnorna, vilket skapar delvis positiva och negativa atomcentra med storleken på laddningsöverföringen. Detta beror på de två atomernas relativa elektronegativitet. Elektronmolnet kommer att förskjutas till den atom som har hög elektronegativitet.

Dessa föreningar kan existera som fasta ämnen på grund av den större kraften i växelverkan och har höga smält- och kokpunkter. De är lösliga i polära föreningar som vatten.

Exempel: Exempel på polära kovalenta bindningar är:

• Bindningar mellan väte och andra grundämnen som t.ex. syre (H2 O).
• Bindningar mellan väte och andra atomer som t.ex. Cl (HCl)och F (HF)

Non-polära kovalenta bindningar

Det bildas mellan två samma atomer som har samma elektronegativitet och som delar på lika många elektroner i en kovalent förening. Skillnaden i elektronegativitet är oftast försumbar i opolära kovalenta bindningar.

De förekommer i gasform men sällan i flytande form och är mycket mjuka i naturen. De har låg kok- och smältpunkt och är lösliga i opolära lösningsmedel.

Exempel:

H2, N2, O2, Cl2 etc. är exempel på opolära kovalenta bindningar

Andra typer av kovalenta bindningar

Det finns olika andra typer av kovalenta bindningar som bygger på antalet delade elektroner.

• Enkla kovalenta bindningar
• Dubbla kovalenta bindningar
• Tripla kovalenta bindningar

Enkla kovalenta bindningar

I enkla kovalenta bindningar delas endast ett elektronpar mellan två atomer. Den representeras av ett streck (-). Det är en svagare bindning jämfört med dubbel- och trippelbindning. Den har lägre densitet. Det är den mest stabila bindningen

Exempel: Bandet mellan väte och väte (H-H) är ett exempel på en enkel kovalent bindning. Andra exempel på kovalenta bindningar är F2, HCl etc.

Dubbel kovalent bindning

När två elektronpar delas mellan två atomer kallas den bildade bindningen dubbelbindning. Den representeras av ett streck (=). Den bildas av en Pi-bindning och en Sigma-bindning. Det är en stark bindning jämfört med enkelbindning, men det är en mindre stabil bindning.

Exempel: Bandet mellan två syreatomer (O=O) är ett exempel på en dubbel kovalent bindning. Andra exempel är CO2, C2H4, aceton, ozon etc.

Trippelkovalent bindning

I en trippelkovalent bindning delas tre elektronpar mellan två atomer. Den är den minst stabila av de allmänna typerna av kovalenta bindningar. Den representeras av tre streck (≡).

Exempel: N≡N är ett exempel på trippelkovalent bindning.

Joniska bindningar

En jonisk bindning kallas också för elektronkovalent bindning och bildas genom fullständig överföring av några elektroner (från den yttersta orbitalen) från en atom till en annan. Elektronöverföringen ger upphov till negativa joner som kallas anjoner (atomen får en eller flera elektroner) och positiva joner som kallas katjoner (atomen förlorar en eller flera elektroner).

Dessa joner drar till sig varandra. De utvecklas genom den elektrostatiska attraktionen mellan element med motsatta elektriska laddningar. De bildas mellan atomer med stora skillnader i elektronegativitet. Vid bildandet av joniska bindningar uppnås oktan genom att atomer får eller förlorar elektroner från atomer. I denna bindning är jonerna ordnade i en tredimensionell grupp, eller kristaller, och de dissocieras till joner i lösning.

Det är ett vanligt inslag i de oorganiska föreningarna och salterna av organiska molekyler. Joniska bindningar beror på atomens radie, ju större radie desto mer sannolikt är det att föreningen har joniska bindningar. Den bildas oftast mellan en metallatom och en atom som inte är en metallatom.

Egenskaper hos joniska bindningar

Det finns följande egenskaper hos joniska bindningar.

• De existerar som fasta tillstånd.
• Ioniska bindningar är hårda på grund av sin kristallina natur och har också Haigh smält- och kokpunkter.
• Denna typ av bindning har hög bindningsenergi än metalliska bindningar.
• De är icke-malbara och icke-ducerbara.
• I jämförelse med andra bindningar anses detta inte vara en bra ledare av elektricitet, men i smält tillstånd kan det leda elektricitet på grund av närvaron av joner som fungerar som laddningsbärare.
• Ioniska bindningar dissocieras till en jon, eftersom dessa är lösliga i vatten.
• Denna bindning anses vara den starkaste bindningen än andra och är mycket spröd.

Exempel: Följande är några exempel på joniska bindningar

KCl (Kaliumklorid)), CsF (Cesiumfluorid), BeS (Berylliumsulfid), NaCl (Natriumklorid) etc.

Metalliska bindningar

Det är den typ av kemisk bindning som håller ihop atomer bland metallerna och delar de fria elektronerna bland katjonernas gitter. Som det förekom i metaller eller legeringar så kallad metallisk bindning. Den skiljer sig från den kovalenta bindningen eftersom joniseringsenergin för de elektroner som upptar de yttre orbitaler hos metallelementen är mycket mindre.

När hybridiseringen saknas leder s-orbital (som tillåter överlappning med upp till 12 ytterligare s-orbitaler hos de omgivande atomerna) till att det bildas en ”metallisk” bindning (icke-riktad) medan d-orbital leder till att det bildas en ”kovalent” bindning (riktad).

Olika faktorer som påverkar styrkan hos en metallisk bindning är bland annat det totala antalet delokaliserade elektroner, storleken på den positiva laddning som metallkatjonen innehar och katjonens joniska radie.

• Exempel: Legeringar bildas genom metalliska bindningar. Exempel på legering är mässing (Cu och Zn) och stål (C och Fe) De andra exemplen på metalliska bindningar Järn, kobolt, kalcium och magnesium, silver, guld etc.

Egenskaper hos metalliska bindningar

Följande är egenskaperna hos föreningar som innehåller metalliska bindningar

• Metalliska bindningar är vanligtvis i fast tillstånd.
• De är vanligen hårda av naturen och har ingen bestämd form.
• Om vi ser dess löslighet i opolära och polära lösningsmedel är de olösliga
• De flesta metaller är utmärkta elektriska ledare eftersom elektronerna i elektronhavet är fria att röra sig och bära laddningen.
• Metallbindningar är smidbara och duktila med hög smält- och kokpunkt samt låg flyktighet.

Huvudskillnaden mellan joniska, kovalent och metallisk bindning

Kovalent bindning	Ionisk bindning	Metallisk bindning
Delning av. Elektroner mellan två atomer	Fullständig överföring av elektroner	Delning av elektroner mellan metallgitter
Förekommer bland icke-metaller	Förekomst bland metaller och icke-metaller	Förekomst bland metaller
Starkare bindning än metallisk bindning	Största starka bindningen	Största starkaste bindningen	Svagaste bindningen än andra bindningar
Finns i fasta ämnen, flytande och gasform	Utgår i fast form	Utgår i fast form
Bindningen är riktad	Bindningen är icke riktad	Bindningen är icke riktad
Elektronegativitet för polära kovalenter är 0.5-1,7 och för opolär kovalent är ˂ 0,5.	˃ 0,7 är elektronegativitet	Elektronegativitet krävs inte.