Kjemisk binding

 

Kjemisk binding (gr. chemikos - omhandler safter og infusjoner) - Kjemisk binding mellom atomer involverer bare valenselektroner i ytre skall. I molekyler blir atomenes elektronorbitaler blir blandet, hybridisert, og danner molekylorbitaler. Ifølge oktettregelen forsøker atomene å få en oktett av elektroner i valensskallet. Når valenselektronene deles mellom to atomer blir det en kovalent binding (bindingsenergi 200-800 kJ mol-1). De dannes lettest hvis dette samtidig fører til et fylt ytre elektronskall. F.eks. har oksygen 6 valenselektroner og når det får ytterligere to elektroner fra hydrogen som i vann fylles skallet til 8 elektroner (oktett) som er en stabil konfigurasjon. Valenselektronene kan angis som prikker (Lewis struktur) og hvor mange kovalente bindinger som kan dannes avhenger av hvor mange elektroner som trengs for å laget en oktett. Karbon fyller valensskallet ved å inngå fire bindinger, nitrogen ved ved å inngå tre bindinger og to for oksygen. Ofte angis de to elektronene i en kovalent binding som en strek (Kekulé struktur). Når et atomorbital dannes ved å blande ett s-orbital og tre p-orbitaler kalles hybridorbitalen sp3. Når to atomer inngår i binding med hverandre hybridiseres atomorbitalene og danner molekylorbitaler. Atomorbitalene s og p gir henholdsvis molekylorbitalene s- og p-. I flere tilfeller følges ikke oktett- regelen, hvor elektronene ikke befinner seg mellom to atomer, men tilhører molekylet som helhet. Slike elektroner kalles delokaliserte elektroner. Hvis det er flere alternerende dobbelt og enkeltbindinger med karbon i et molekyl sies de å være konjugerte dobbeltbindinger. Hvis det kan være skifte i hvor bindingselektronene er plassert gir dette mulighet for resonanshybrider som gir økt stabilitet i molekylet.

d+Ionebinding (40-400 kJ mol-1) oppstår når to motsatt ladete atomer (ioner) er bundet sammen, slik at det blir en elektrostatisk tiltrekning mellom dem. NaCl er et eksempel på ionebinding. I en kovalent binding kan det skje at et av atomene trekker mer på elektronene enn det andre slik at den negative ladningen i molekylet atskilles fra den positive. Et slikt molekyl får en elektrisk dipol og kalles polart. Vannmolekylet har en slik dipol og er polart. Hydroksyl(OH)-bindingen er også polar idet elektronene som deles mellom hydrogen og oksygen blir dratt mot det elektronegative oksygenmolekylet. Både oksygen og nitrogen trekker sterkt på elektroner og blir negativt ladet (d-). Det betyr at når hydrogen er bundet til oksygen eller nitrogen får hydrogen en delvis positiv ladning (). Dette gjør at hydrogen kan tiltrekke seg valenselektroner i et annet molekyl og vi får hydrogenbindinger som er viktige for bl.a. den tredimensjonale strukturen i proteiner og nukleinsyrer. Binding mellom karbon og hydrogen blir imidlertid upolar siden karbon og hydrogen har omtrent samme elektronegativitet. Ioner kan samvirke med dipoler f.eks. et kation kan tiltrekkes av den negative delen av en dipol, en ion-dipol-binding (3-10 kJ mol- 1). Dipoler kan også tiltrekke hverandre, dipol-dipol binding (bindingsenergi 0.5-3 kJ mol-1). van der Waals krefter (3-10 kJ mol-1) er svake intermolekylære krefter som oppstår pga. midlertidige eller permanente dipoler i molekyler som ligger inntil hverandre. Styrken på en binding kan angis som bindingsenergien eller bindingsentalpien, dvs. energien som trengs for å bryte bindingen eller som frigis når bindingen oppstår. Størrelsen på disse er angitt i parentes ovenfor. Michael Faraday kalte positivt ladete ioner for kationer fordi de beveger seg mot katoden (den negativt ladete elektroden) i elektrolyse av en saltløsning. Negativt ladete ioner kalles anioner og disse beveger seg mot anoden (den positivt ladete elektroden).

Publisert 4. feb. 2011 10:29