Hvad er en kovalent binding?
En kovalent binding er en kraft, der forbinder to atomer af ikke-metalliske grundstoffer til dannelse af et molekyle. Den grundlæggende ting i denne union er det faktum, at atomer deler par elektroner fra deres mest overfladiske lag (kaldet valenslag) for at opnå stabiliteten af det molekyle, der er dannet med bindingen.
Elementernes tendens til at nå en stabil konfiguration er kendt som oktetreglen, og den er grundlæggende for dannelsen af kovalente bindinger og andre typer kemiske bindinger (såsom ioniske bindinger).
Afhængig af atommers evne til at tiltrække elektroner kan kovalente bindinger være polære eller ikke-polære. De kan også være enkelt, dobbelt eller tredobbelt, afhængigt af hvor mange elektroner de deler.
Karakteristika for kovalente bindinger
- Kovalente bindinger er mere stabile, når de er ikke-polære, dvs. når atomernes elektronegativitet er ens.
- De dannes kun mellem ikke-metalliske grundstoffer (ilt (O), brint (H), nitrogen (N) osv.
- Elektroner deles altid parvis, enten i enkelt, dobbelt (fire elektroner) eller tredobbelt (seks elektroner) bindinger.
Typer af kovalente bindinger
Kovalente bindinger klassificeres ud fra bindingsatomernes elektronegativitet og antallet af elektroner, der deles mellem dem.
Polær kovalent binding
Et molekyle består af mere end et atom. Når der er et atom, der tiltrækker elektroner med større intensitet, genereres en større koncentration af elektroner i den del af molekylet. Dette fænomen kaldes polaritet.
Den del af molekylet, hvor elektronerne er koncentreret, har en delvis negativ ladning, mens den anden region af molekylet har en delvis positiv ladning.
Af denne grund kaldes denne type binding "polar", fordi der er en ujævn polarisering eller distribution af de elektroner, der udgør molekylet.
I et vandmolekyle (H2O), iltatomet er det med den højeste polaritet, hvorfor det tiltrækker elektroner fra brint.
Ikke-polær kovalent binding
Det sker, når par af elektroner deles mellem atomer, der har den samme eller meget lignende elektronegativitet. Dette favoriserer en retfærdig fordeling af elektronerne.
Brintmolekylet (H), der består af to hydrogenatomer, er et eksempel på en ikke-polær kovalent binding.
Dativ eller koordinat kovalent binding
Denne type binding modtager dette navn, da kun et af atomerne i bindingen bidrager med dets elektroner. Dette atom kaldes dativet, og det atom, der modtager elektronerne, kaldes receptorn. Grafisk identificeres det med en pil.
I hydrogenion- eller hydroniumionmolekylet (H3O) ⁺, ilt bidrager med et par elektroner til hydrogenionen (proton).
Enkel kovalent binding
Det sker, når hvert atom deler en elektron for at færdiggøre paret elektroner i bindingen.
Et chlormolekyle (Cl2) dannes, når atomer deler en elektron for at færdiggøre 8 elektroner i deres valensskal hver.
Dobbelt kovalent binding
Dobbeltbindinger genereres, når to par elektroner deles mellem to atomer, i alt fire delte elektroner.
Et eksempel er kuldioxid (CO2), hvis iltatomer deler et par elektroner hver med carbonatomet.
Triple kovalent binding
Når atomer deler seks elektroner (tre par), genereres en tredobbelt binding.
Et eksempel er nitrogenmolekylet (N2), hvis atomer deler tre par elektroner.
Oktetreglen i kovalente bindinger
Oktetreglen er kendt som den tendens, der observeres i nogle elementer i det periodiske system til at nå en stabil konfiguration.
Faktisk er de mest stabile atomer i det periodiske system ædelgasser som argon (Ar) eller neon (Ne), som har 8 elektroner i deres valensskal.
Andre atomer forsøger at opnå ædelgasstabilitet ved at reagere med andre atomer, som de kan dele elektroner med op til 8 med.
Et eksempel er klormolekylet (Cl), som består af to atomer. Hver af dem har 7 elektroner, så hvert atom deler en elektron, så det andet kan nå 8 elektroner.
Oktetreglen har undtagelser, da molekylerne beryllium (Be) og bor (B) ikke er opfyldt.
Vigtigheden af oktetreglen er, at ved at kende atommers tendens til at strukturere, kan du forudsige, hvordan de vil opføre sig, når de kombineres med andre elementer.
Denne regel blev opdaget af fysisk-kemisten Gilbert Newton Lewis i 1916.
Du kan være interesseret i at læse:
- Ionisk binding
- Elektron
- Atomisk orbital
- Periodiske system
- Organiske forbindelser
