De 10 typer kemiske bindinger (forklaret med eksempler)

Kemiske bindinger er kræfter, der holder atomer sammen at danne molekylerne. Der er tre typer bindinger mellem atomer:

Metallisk binding.
Ionisk binding.
Kovalent binding: ikke-polær, polær, enkel, dobbelt, tredobbelt, dativ.

Takket være disse bindinger dannes alle forbindelser, der findes i naturen. Der er også kræfter, der holder molekyler sammen, kendt som intermolekylære bindinger, såsom:

Brintbindinger eller broer.
Dipole-dipol kræfter.

Dernæst forklarer vi hvert af disse links.

instagram story viewer

Typer af kemisk binding	Egenskab	Eksempler
Metal	Metalioner flyder i et hav af bevægelige elektroner.	Metalliske elementer: natrium, barium, sølv, jern, kobber.
Ionisk	Overførsel af elektroner fra et atom til et andet.	Na-natriumchlorid⁺Cl^-
Kovalent	Ikke polær	Del elektroner ligeligt mellem to atomer.	Molekylært hydrogen H-H eller H₂
Polar	Del elektroner ujævnt mellem to atomer.	Vandmolekyle H₂ELLER
Enkel	Del et par elektroner.	Klormolekyle Cl₂ Cl-Cl
Dobbelt	Del to par elektroner.	Oxygenmolekyle O₂ O = O
Tredobbelt	Del tre par elektroner.	Kvælstofmolekyle N2N eller N₂
Dativ	Kun et af atomerne deler elektronerne.	Binding mellem nitrogen og bor i forbindelsen ammoniak-bornrifluorid.
Intermolekylære kræfter	Brintbro	Hydrogenerne i et molekyle tiltrækkes af de elektronegative atomer i et andet molekyle.	Brint binder mellem brint i et vandmolekyle med ilt i et andet vandmolekyle.
Dipol-dipol	Molekyler med to elektriske poler tiltrækker de modsatte poler af andre molekyler.	Interaktioner mellem methanal H-molekyler₂C = O

Metallisk binding

Den metalliske binding er tiltrækningskraften mellem de positive ioner af metalelementerne og de negative elektroner, der bevæger sig frit mellem ionerne. Metalatomer er tæt pakket, dette gør det muligt for elektroner at bevæge sig inden i gitteret af atomer.

I metaller frigøres valenselektronerne fra deres oprindelige atom og danner et "hav" af elektroner, der flyder rundt i hele metalstrukturen. Dette får metalatomer til at transformere sig til positivt ladede metalioner, der pakker sammen.

Den metalliske binding etableres mellem metalliske elementer såsom natrium Na, barium Ba, calcium Ca, magnesium Mg, guld Au, sølv Ag og aluminium Al.

metallisk kemisk bindingsmodel, der viser positive kerner omgivet af delokaliserede elektroner — Når elektroner i et metal "delokaliseres", forbliver metalets kerne positiv, og metallet holdes sammen af negative elektroner, der bevæger sig gennem strukturen.

Ionisk binding

Den ioniske binding er den kraft, der forbinder et metalelement, såsom natrium eller magnesium, med et ikke-metallisk element, såsom chlor eller svovl. Metallet mister elektroner og omdannes til en positiv metalion kaldet kation. Disse elektroner passerer til det ikke-metalliske element, og det transformeres til en kaldet negativt ladet ion anion.

Kationerne og anionerne kombinerer og danner et tredimensionelt netværk, der opretholdes af kræfterne i den elektrostatiske tiltrækning mellem ionerne med forskellige ladninger. Disse kræfter danner ioniske forbindelser.

Jordskorpen består hovedsageligt af ioniske forbindelser. De fleste klipper, mineraler og ædelstene er ioniske forbindelser. For eksempel:

Natriumchlorid NaCl: det metalliske element er natrium, der overfører en elektron til klor, som er det ikke-metalliske element.
Magnesiumchlorid MgCl₂: Magnesium Mg donerer to elektroner til to kloratomer, som vist i nedenstående figur:

ionbinding i magnesiumchlorid MgCl2 — Magnesium har to elektroner i sin ydre skal, som det kan overføre til to kloratomer for at danne magnesiumchlorid MgCl.₂.

Se også Forskel mellem kationer og anioner.

Kovalent binding

Den kovalente binding dannes, når to ikke-metalliske atomer deler elektroner. Denne binding kan være af flere typer afhængigt af affiniteten for atomernes elektroner og mængden af delte elektroner.

Ikke-polær kovalent binding

Den ikke-polære kovalente binding er den binding, der dannes mellem to atomer, hvor elektroner deles ens. Denne binding forekommer normalt i symmetriske molekyler, dvs. molekyler, der består af to lige atomer, såsom hydrogenmolekylet H₂ og iltmolekylet O₂.

Polær kovalent binding

Den polære kovalente binding dannes, når to atomer deler elektroner, men en af dem har en større tiltrækningskraft for elektroner. Dette får molekylet til at have en mere negativ "pol" med flere elektroner, og den modsatte pol er mere positiv.

Molekyler med denne fordeling eller ubalance af elektroner er kendt som polære. For eksempel er der i hydrogenfluorid HF en kovalent binding mellem hydrogen og fluor, men fluor har højere elektronegativitet, så det tiltrækker elektroner stærkere delt.

polær kovalent binding mellem hydrogen og fluor i HF — Fluoratomet tiltrækker stærkere de elektroner, som det deler med brint, hvilket giver bindingen en polær karakter.

Enkel kovalent binding

Når to atomer deler to elektroner, en fra hver, kaldes den dannede kovalente binding en enkelt kovalent binding.

For eksempel er klor et atom, der har syv valenselektroner i sin ydre skal, som kan fyldes med otte elektroner. En klor kan kombineres med en anden klor til dannelse af klormolekylet Cl₂ hvilket er meget mere stabilt end klor alene.

ikke-polær enkelt kovalent binding mellem to kloratomer — Et par elektroner deles mellem to kloratomer og danner en enkeltbinding.

Dobbelt kovalent binding

Den dobbelte kovalente binding er bindingen, hvor fire elektroner (to par) elektroner deles mellem to atomer. For eksempel har ilt 6 elektroner i sin sidste skal. Når to oxygener kombineres, deles fire elektroner mellem de to, hvilket får hver til at have 8 elektroner i den sidste skal.

Triple kovalent binding

Den tredobbelte kovalente binding dannes, når 6 elektroner (eller tre par) deles mellem to atomer. For eksempel dannes der i hydrogencyanidmolekylet HCN en tredobbelt binding mellem kulstof og nitrogen som vist i nedenstående figur:

tredobbelt binding mellem kulstof og nitrogen fra hydrogencyanid — I hydrogencyanidmolekylet deles seks elektroner mellem kulstof og nitrogen og danner en tredobbelt binding.

Koordinat eller dativ kovalent binding

Den koordinerede eller dative kovalente binding er den binding, der dannes, når kun et af atomerne i bindingen bidrager med et elektronpar. For eksempel når ammoniak NH reagerer₃ med bortrifluorid BF₃, Kvælstofbindinger med to elektroner direkte til bor, som ikke har nogen elektroner til rådighed til at dele. På denne måde efterlades både nitrogen og bor med 8 elektroner i deres valensskal.

dativ eller koordinere kovalent binding mellem nitrogen og bor — Kvælstof deler sine to tilgængelige elektroner med boratomet, som ikke har nogen elektroner til at dele i NH-molekylet₃BF₃.

Se også Organiske og uorganiske forbindelser.

Intermolekylære links

Molekyler associeres gennem kræfter, der gør det muligt at danne stoffer i flydende eller fast tilstand.

Dipol-dipolbindinger eller kræfter

Svage intermolekylære bindinger kan etableres mellem polære molekyler, når negative poler tiltrækkes af positive poler og omvendt. For eksempel methanal H₂C = O er et polært molekyle med en delvis negativ ladning på ilt og en delvis positiv ladning på hydrogener. Den positive side af et metanalt molekyle tiltrækker den negative side af et andet methanalt molekyle.

dipol dipol intermolekylær binding mellem metanale molekyler — Methanalmolekylet har to poler: positive og negative. Den positive pol i et methanalmolekyle tiltrækkes af den negative pol i et andet methanalmolekyle.

Brintbindinger eller bindinger

Hydrogenbindingen eller hydrogenbindingen er en binding, der etableres mellem molekyler. Det sker, når et hydrogen i molekylet er kovalent bundet til et ilt, et nitrogen eller en fluor. Oxygen, nitrogen og fluor er atomer med højere elektronegativitet, derfor tiltrækker de elektroner stærkere, når de deler dem med et andet mindre elektronegativt atom.

Der er hydrogenbindinger mellem vandmolekyler H₂O og ammoniak NH₃ som billedet viser:

Brintbindinger mellem ammoniakmolekyler — Hydrogenbindinger i ammoniak dannes mellem det delvist positivt ladede hydrogen i et molekyle og det delvist negativt ladede nitrogen i et andet molekyle.

Du kan være interesseret i at se:

Atomer og molekyler.
Eksempler på organiske og uorganiske forbindelser.
Metaller og ikke-metaller

Referencer

Zumdahl, S.S., Zumdahl, S.A. (2014) Kemi. Niende udgave. Brooks / Cole. Belmont.

Commons, C., Commons, P. (2016) Heinemann Chemistry 1. 5. udgave. Pearson Australien. Melbourne.