Typer af kemiske bindinger

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, enkelt, 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 bindinger.
• Dipole-dipol kræfter.

Dernæst forklarer vi hvert af disse links.

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, hvilket gør det muligt for elektroner at bevæge sig inden i atomgitteret.

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.

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 overføres til det ikke-metalliske element, og det omdannes 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 MgCl_to: Magnesium Mg donerer to elektroner til to kloratomer, som vist i nedenstående figur:

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 H_to og iltmolekylet O_to.

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 et større antal 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 HF hydrogenfluorid en kovalent binding mellem hydrogen og fluor, men fluor har højere elektronegativitet, så det tiltrækker delte elektroner stærkere..

Enkel kovalent binding

Når to atomer deler to elektroner, en fra hver, kaldes den dannede kovalente binding en simpel 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 Cl_to hvilket er meget mere stabilt end klor alene.

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:

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 par elektroner. 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..

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 H_toC = O er et polært molekyle med en delvis negativ ladning på ilt og en delvis positiv ladning på hydrogener. Den positive side af et methanalmolekyle tiltrækker den negative side af et andet methanalmolekyle.

Brintbindinger eller bindinger

Hydrogenbindingen eller hydrogenbindingen er en binding, der etableres mellem molekyler. Det sker, når et brint 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 H_toO- og NH-ammoniak₃ som billedet viser:

Du kan være interesseret i at se:

• Atomer og molekyler.
• Eksempler på organiske og uorganiske forbindelser.

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.