Kovalent binding
Kovalente bindinger (også kalt elektronparbindinger, eller elektronbindinger) er bindinger mellom atomer som bygger på oktettregelen, hvor alle atomer ønsker åtte elektroner i ytterste skall. Disse elektronparene er kjent som delte par eller bindingspar. Den stabile balansen mellom tiltrekkende og frastøtende krefter mellom atomer, når de deler elektroner, er kjent som kovalent binding.[1] For mange molekyler tillater delingen av elektroner at hvert atom tilsvarer en stabil elektronisk konfigurasjon. I organisk kjemi er kovalent binding mye mer vanlig enn ionisk binding, der atomer er separate og kun assosiert ved elektrostatisk tiltrekning.
Edelgassene har fullverdige skall, og reagerer dermed ikke på slik måte med andre stoffer (de er lite reaktive). For å oppnå fullverdige ytre skall deler atomene elektroner seg i mellom. Dette skjer oftest med like atomer eller de som ligger nær hverandre i periodesystemet.
Kovalent binding omfatter også mange typer interaksjoner, som σ-binding, π-binding, metall-til-metall-binding, bøyde bindinger («bananbindiger»), tre-senter to-elektronbindinger og tre-senter fire-elektronbindinger.[2][3] Begrepet «kovalens» ble introdusert av Irving Langmuir i 1919, med Nevil Sidgwick som brukte «kovalent binding» på 1920-tallet. Merriam-Webster daterer det spesifikke uttrykket kovalent binding til 1939,[4] og anerkjenner den første kjente bruken. Prefikset ko- indikerer at «kovalente» bindinger involverer delt «valens», som beskrevet i valensbindingsteorien.[5]
Eksempel
[rediger | rediger kilde]To oksygenatomer skal slå seg sammen og lage oksygengass (som har molekylformel O2). Oksygen har seks elektroner i ytterste skall, L-skallet, og hvert oksygenatom trenger to elektroner ekstra for å oppfylle åtteregelen. Oksygenets mest stabile form blir derfor de to sammenslåtte atomene.
Og den heter da upolar kovalent binding.
Dipolare kovalente bindinger
[rediger | rediger kilde]På samme måte som med kovalente bindinger går atomene også her sammen om å dele på elektroner, den eneste forskjellen er at elektronparet oppholder seg nærmere den ene siden av molekylet enn den andre. Dette gjør at den ene siden (som trekker mest på elektronparet) oppnår sterkere negativ ladning, og vi får to forskjellige ladde poler.
Eksempel
[rediger | rediger kilde]Det mest vanlige stoffet for oss mennesker inneholder nettopp en slik dipolar kovalent binding. Stoffet heter vann og består av to hydrogenatomer og ett oksygenatom. Molekylet har formelen H2O. Her trekker oksygenatomet mer på elektronparene enn det hydrogenatomene gjør, derfor blir oksygen den negative polen i vannmolekylet og hydrogen blir den positive polen.
Det som skaper forskjellen mellom upolar kovalent og polar kovalent binding er grunnstoffenes elektronegativitet som avgjør hva slags bindingstype som gjelder mellom atomene.
Referanser
[rediger | rediger kilde]- ↑ Whitten, Kenneth W.; Gailey, Kenneth D.; Davis, Raymond E. (1992): "7-3 Formation of covalent bonds, General Chemistry (4. utg.). Saunders College Publishing. ISBN 0-03-072373-6; s. 264.
- ↑ March, Jerry (1992): Advanced Organic Chemistry: Reactions, Mechanisms, and Structure. John Wiley & Sons. ISBN 0-471-60180-2.
- ↑ Miessler, Gary L.; Tarr, Donald Arthur (2004): Inorganic Chemistry. Prentice Hall. ISBN 0-13-035471-6.
- ↑ Merriam-Webster – Collegiate Dictionary (2000).
- ↑ Murrell, J.N. (1985): The chemical bond (2. utg.). Chichester: Wiley. ISBN 0-471-90759-6. OCLC 11916060.
Eksterne lenker
[rediger | rediger kilde]- (en) Covalent bond – kategori av bilder, video eller lyd på Commons
