Redaktion og opdatering af indholdet på denstoredanske.dk er indstillet pr. 24. august 2017. Artikler og andet indhold er tilgængeligt i den form, der var gældende ved redaktionens afslutning.
Den Store Danske bliver fra efteråret 2020 opdateret af Foreningen lex.dk.

  • Artiklens indhold er godkendt af redaktionen

kemisk binding

Oprindelig forfatter JeOd Seneste forfatter Redaktionen

Kemisk binding. Figurerne angiver områder af rummet, hvor elektrontætheden øges (markeret med rødt) og mindskes (markeret med blåt) i forbindelse med bindingsdannelse for 1 den simple covalente binding (H2), 2 en tredobbelt, ren covalent binding (N2), 3 en polær covalent binding (H2O) og 4 en ionbinding (LiF). De hvide prikker angiver kernernes placering.

Kemisk binding. Figurerne angiver områder af rummet, hvor elektrontætheden øges (markeret med rødt) og mindskes (markeret med blåt) i forbindelse med bindingsdannelse for 1 den simple covalente binding (H2), 2 en tredobbelt, ren covalent binding (N2), 3 en polær covalent binding (H2O) og 4 en ionbinding (LiF). De hvide prikker angiver kernernes placering.

kemisk binding, de kræfter, som holder atomer sammen, så der dannes molekyler og faste stoffer. Der findes flere former for kemiske bindinger, og der skelnes mellem stærke og svage kemiske bindinger (hhv. over og under ca. 300 kJ/mol). Se også atom og molekyle.

Stærke kemiske bindinger

De klassiske stærke kemiske bindinger er covalente bindinger og ionbindinger.

Den covalente binding

Den covalente binding er den klassiske kemiske binding, som — forenklet udtrykt — opstår ved, at atomer i molekylet donerer elektroner til den fælles kemiske binding mellem dem. En covalent kemisk binding vil således kunne karakteriseres som værende et område af rummet, hvor elektrontætheden (dvs. antallet af elektroner pr. volumenenhed) er større end den elektrontæthed, der svarer til summen af de atomare elektrontætheder. Tæthedsforskellen kaldes deformationstætheden. En intuitiv forklaring på bindingseffekten kan fås ved hjælp af følgende ræsonnement: Atomernes positive kerner frastøder hinanden, og det er elektronerne, der binder dem sammen. De negativt ladede elektroner mellem kernerne vil tiltrække kernerne. Man kan også sige, at elektronerne "skærmer" de positive ladninger og dermed reducerer frastødningen mellem kernerne.

Annonce

Dette simple billede holder dog ikke altid i virkelighedens verden. Der kan fx være områder med både negativ og positiv deformationstæthed i bindingsregionen. Det skyldes, at ikke kun tiltræknings- og frastødningskræfter, svarende til såkaldt potentiel energi, er afgørende for molekylets stabilitet. Man må også tage hensyn til elektronernes kinetiske energi, som bestemmes af deres bevægelsesmønster omkring kernerne. I den klassiske mekanik vil den fordeling af elektronerne, som giver den laveste sum af potentiel og kinetisk energi, give det mest stabile molekyle. En fuldstændig beskrivelse af et molekyles energi kræver imidlertid kvantemekaniske beregninger, hvilket yderligere vanskeliggør anvendelse af simple betragtninger.

Covalente kemiske bindinger kaldes også elektronparbindinger, idet de første teorier for kemisk binding fra omkring 1900-t.s. begyndelse (G.N. Lewis) postulerede, at en kemisk binding opstår ved, at de to atomer, som indgår i bindingen, hver donerer én elektron til en fælles elektronparbinding. En sådan binding kaldes en enkeltbinding og angives med en enkelt valensstreg mellem de to atomer. Den simpleste enkeltbinding er den, som binder to hydrogenatomer sammen til dihydrogen, H2, og den symboliseres ved H−H. Dobbeltbindinger og tredobbeltbindinger forekommer, når de indgående atomer deles om henholdsvis fire og seks elektroner.

Valensbindingsteori

Elektronparbegrebet blev efter kvantemekanikkens fremkomst i 1920'erne videreudviklet, først og fremmest af L. Pauling, til den såkaldte valensbindingsteori, ofte forkortet VB-teori. Princippet er stadig, at covalente bindinger opstår ved, at de indgående atomer donerer nogle af deres valenselektroner, dvs. elektroner i de yderste (valens-) skaller, til bindingen. Antallet af afgivne valenselektroner kaldes atomets valens, og denne bestemmer antallet af bindinger, et atom kan deltage i. Der er en nøje sammenhæng mellem et atoms valens og dets placering i det periodiske system.

Elektronerne i bindinger stammer i VB-billedet fra de atomare orbitaler. Det kan dog af og til være praktisk at opfatte situationen således, at det er retningsbestemte kombinationer af atomorbitaler på et givet atom, de såkaldte hybridorbitaler, som donerer elektroner til de molekylære bindinger. Dette bruges eksempelvis i VB-teorien til at forklare det geometriske arrangement omkring kulstofatomer, hvor et sp3-hybridiseret C-atom i alkaner giver anledning til fire ækvivalente bindinger og dermed til tetraedrisk symmetri omkring det enkelte kulstofatom. I det hele taget har VB-teorien vist sig meget nyttig, når man skal forstå struktur og geometri af organiske molekyler, som primært indeholder grundstofferne H, C, O og N.

Molekylorbitalteori

Efterhånden som man forsøgte at beskrive kemiske bindinger mellem tungere atomer og i mere eksotiske molekyler, særlig i molekyler indeholdende atomer med delvis fyldte d- og f-skaller (se det periodiske system), blev det vanskeligere entydigt at udtrykke bindingsforholdene ved hjælp af VB-teoriens stregformler, og man gik mere og mere over til at benytte en metode, betegnet som molekylorbitalteorien (MO-teorien), som blev udviklet i løbet af 1940'erne først og fremmest af den amerikanske kemiker og nobelprismodtager R.S. Mulliken. Ifølge MO-teorien vil elektroner, som indgår i kemiske bindinger, befinde sig i molekylorbitaler. Det er elektronbaner, som udstrækker sig over hele eller store dele af molekylet i modsætning til atomare orbitaler, som er centreret omkring atomet. Elektroner i disse molekylorbitaler kan have mindre, samme eller større energi, end de havde i de atomorbitaler, de befandt sig i før molekyldannelsen. Da et molekyles stabilitet øges, jo lavere energien er af dets elektroner, benævnes MOer med mindre energi end før bindende (eng. bonding) molekylorbitaler. MO'er med større energi end før kaldes antibindende (anti-bonding), og MOer, hvis energier er uforandret, ikke-bindende (non-bonding).

Bindende MOer har en forøget deformationstæthed i området mellem atomerne, ikke-bindende MOer har forsvindende deformationstæthed, og antibindende MOer har negativ deformationstæthed, dvs. udtynding af elektrontæthed i den bindende region, helt i overensstemmelse med det billede af den kemiske binding, som diskuteredes indledningsvis.

Elektroner i bindende MOer fremmer således molekyldannelse, mens elektroner i antibindende MOer hæmmer molekyldannelsen. Det er dog sådan, at hvis der ville komme lige mange elektroner i de to typer orbitaler, kan der ikke dannes en stabil covalent binding. Fx betyder dette princip, at man ikke kan danne molekyler af ædelgasatomerne. Et eksempel på anvendelse af MO-teori for O2-molekylet er beskrevet i figuren ved elektronstruktur.

Sammenligning af bindingsteorier

Kemisk binding. Benzen; øverst tv. Kekulés to resonansformer, th. Hückels struktur. Nederst en elektronskymodel, der viser, at de seks elektroner, der danner dobbeltbindingerne, ikke hører til et bestemt carbonatom, men er delokaliserede.

Kemisk binding. Benzen; øverst tv. Kekulés to resonansformer, th. Hückels struktur. Nederst en elektronskymodel, der viser, at de seks elektroner, der danner dobbeltbindingerne, ikke hører til et bestemt carbonatom, men er delokaliserede.

Hvis antallet af elektroner i bindende molekylorbitaler overstiger antallet af elektroner i antibindende molekylorbitaler med 2n, hvor n er et helt tal, siger man, at bindingsordenen er n. Bindingsordenen n = 1 svarer til en to-elektronbinding, dvs. en enkeltbinding i VB-sprogbrug, hvis denne binding er lokaliseret til at være en binding mellem to atomer. Hvis der derimod er tale om bindende elektroner, som er fordelt ud over mange atomer (delokaliserede), er sammenligningen ikke så entydig. Dette er bl.a. tilfældet i metaller og i aromatiske forbindelser som fx benzen. For at beskrive denne situation benyttes i VB-teorien begrebet resonans. Man siger fx, at benzen er beskrevet ved to stregformler (resonansstrukturer), de to såkaldte Kekulé-strukturer, i hvilke enkelt- og dobbeltbindinger bytter plads. Man må imidlertid ikke opfatte dette som to former for benzen. Der findes kun ét benzenmolekyle, og de to Kekulé-strukturer er blot VB-måden at beskrive dette ene molekyle på. Det samme gælder resonansstrukturer af andre molekyler. Resonansstrukturerne for et givet molekyle beskriver ikke forskellige isolerbare molekylformer, men er blot en måde at beskrive bindingsforholdene på i det enkelte molekyle inden for VB-billedet. Dette faktum er af og til blevet misforstået og misfortolket. Sammenholdt med det lidt indviklede forhold, at der skal flere strukturer til at beskrive et enkelt molekyle, har dette sammen med flere andre grunde bevirket, at MO-teorien har vundet væsentlig større udbredelse end VB-teorien.

Ionbindinger

Rene covalente (upolære) bindinger, dvs. bindinger, som udelukkende kan tilskrives delokalisering af elektroner i molekylære bindinger, har man reelt kun mellem ens atomer som fx i N2 og O2. Når forskellige atomer indgår i et molekyle, begynder elektriske kræfter også at påvirke bindingsdannelsen, specielt hvis de indgående atomer har meget forskellig elektronegativitet. Hvis den elektriske tiltrækning mellem atomer med modsat ladning er den egentlige årsag til molekyldannelsen, taler man om en ionbinding (eller ion-ion-tiltrækning; se tabel ved intermolekylære kræfter) mellem atomerne. Det klassiske eksempel på en ionbinding finder man i molekyler dannet af alkalimetaller og halogener som fx lithiumfluorid, LiF. Bindingen mellem de to atomer beskrives bedst som en elektrostatisk tiltrækning mellem Li+ og F-, hvor det elektropositive lithiumatom har afgivet en elektron til det elektronegative fluoratom. Den derved opståede ladningsforskel giver anledning til en binding mellem atomerne. Disse molekyler er vanskelige at isolere, idet de let danner iongitre (faste stoffer) eller opløses i polære opløsningsmidler som fx vand. Den rene ionbinding kan opfattes som grænsetilfældet af en covalent binding, hvor det ene atom fuldstændig har overtaget de to elektroner, som de deles om i covalente bindinger. For mange, særligt polære, molekyler som fx vand må man inkludere både covalente og ioniske elektronkonfigurationer for at opnå en tilfredsstillende beskrivelse af bindingsforhold og elektronstruktur.

Ligandfeltteori

Kemisk binding. De fire øverste forbindelser er eksempler på typiske aromatiske forbindelser efter Hückels 4n + 2 regel. Bicykliske og tricykliske aromatiske forbindelser (dvs. forbindelser sammensat af to eller tre ringe) er faste stoffer, der ofte krystalliserer i flager, fx naftalen, der anvendes til mølkugler. Ved ufuldstændig forbrænding af kul og cigaretter dannes store multicykliske aromatiske forbindelser. Nogle af disse er kræftfremkaldende, bl.a. benzopyren. Furan, thiofen og pyridin er eksempler på fem- og seksleddede heteroaromatiske forbindelser. Sandwichforbindelsen ferrocen er et meget stabilt, orange fast stof. Opdagelsen af ferrocen i 1951 blev fulgt af syntesen af metallocener med fire-, seks-, syv- og otteleddede ringe og med metaller som zirconium, mangan, cobalt, nikkel, chrom og uran.

Kemisk binding. De fire øverste forbindelser er eksempler på typiske aromatiske forbindelser efter Hückels 4n + 2 regel. Bicykliske og tricykliske aromatiske forbindelser (dvs. forbindelser sammensat af to eller tre ringe) er faste stoffer, der ofte krystalliserer i flager, fx naftalen, der anvendes til mølkugler. Ved ufuldstændig forbrænding af kul og cigaretter dannes store multicykliske aromatiske forbindelser. Nogle af disse er kræftfremkaldende, bl.a. benzopyren. Furan, thiofen og pyridin er eksempler på fem- og seksleddede heteroaromatiske forbindelser. Sandwichforbindelsen ferrocen er et meget stabilt, orange fast stof. Opdagelsen af ferrocen i 1951 blev fulgt af syntesen af metallocener med fire-, seks-, syv- og otteleddede ringe og med metaller som zirconium, mangan, cobalt, nikkel, chrom og uran.

De fleste stærke kemiske bindinger er primært covalente. Dette gælder i særdeleshed organiske molekyler og i lidt mindre grad visse uorganiske forbindelser, som man kan karakterisere som overgangsmetalkomplekser. Det er molekyler som fx ferrocen , der består af et overgangsmetalatom (Fe, Co, Ni etc.) omgivet af et antal såkaldte ligander, der kan være alt fra et enkelt atom til et kompliceret molekyle. Det var vanskeligt at forklare bindingsforholdene i disse komplekser ved hjælp af VB-teorien, og de tidligste teorier for disse molekylers bindingsforhold hvilede på elektrostatiske argumenter. Man kunne ikke give en fyldestgørende forklaring på alle bindingsforhold, men dog forklare disse molekylers lysoptagelse o.l. ved hjælp af den såkaldte krystalfeltteori. Energierne af centralatomets orbitaler ændrer sig ifølge denne teori på grund af den elektrostatiske kraft fra "krystalfeltet" fra de omgivende ligander. Det blev dog fra slutningen af 1950'erne klart, bl.a. gennem en indsats af den danske kemiker C.J. Ballhausen, at en MO-teori, kaldet ligandfeltteori, som inkluderer både orbitaler på centralatomet og liganderne, kan forklare de kemiske bindinger i overgangsmetalkomplekser. Ud fra et MO-bindingsteoretisk synspunkt adskiller disse sig således ikke fra andre molekyler.

Svage kemiske bindinger

For svage kemiske bindinger spiller elektrostatiske kræfter en central rolle. Det er de tiltrækninger mellem molekyler, der oftest benævnes intermolekylære kræfter. Disse kræfter sammenbinder typisk flere covalente molekyler. Fx er energien af to ammoniakmolekyler (NH3NH3) i nogle ångstrøms (10-10 m) afstand en smule lavere end to gange energien af et isoleret NH3-molekyle. Svage kemiske bindinger bestemmer molekylers makroskopiske fysiske egenskaber som fx koge- og smeltepunkter og andre materialeegenskaber. De er dog så svage i forhold til de stærke molekylære kræfter og også så tilpas retningsuafhængige, at man kan diskutere, om der virkelig er tale om en kemisk binding. I et specielt tilfælde er der dog tale om en svag kemisk binding, nemlig hydrogenbindingen. Den hedder sådan, fordi der altid indgår et hydrogenatom i bindingen, som er af formen A−H∙∙∙B, hvor A og B er elektronegative atomer, som kan være ens eller forskellige, og som ofte er del af andre molekyler. Det simpleste billede af en hydrogenbinding er en elektrostatisk tiltrækning mellem det positivt ladede H-atom og det negative (elektronegative) B-atom. Hydrogen er positivt ladet, fordi elektronerne i A−H-molekylet er trukket i retning af det elektronegative atom A.

Historie

Observerede regelmæssigheder i kemiske forbindelsers sammensætning og geometriske opbygning førte i midten af 1800-t. til udvikling af begrebet valens, dvs. den erkendelse, at et givet atom kun kan indgå i nogle på forhånd fastlagte kemiske forbindelser. Ud fra disse overvejelser voksede omkring år 1900 det mere generelle begreb kemisk binding. Som så mange andre begreber i kemien blev det udelukkende benyttet til at systematisere og forklare en stor mængde observationer. At kemisk binding kunne forudsiges ud fra kendskabet til atomer og molekylers elektroniske struktur, blev først erkendt efter fremkomsten af Bohrs postulater (1913) og udviklingen af kvantemekanikken (1920'erne). Det blev nu principielt muligt at beregne bindingsforholdene i molekyler og faste stoffer. Disse beregninger giver anledning til meget store og ofte uoverskuelige datamængder, så der er brug for nogle simple begreber for at overskue resultaterne. Det har vist sig, at de begreber, der nævnes her, og som for manges vedkommende stammer fra før kvantemekanikkens fremkomst, langt hen ad vejen har bevaret deres gyldighed. Hvor de før blev anvendt til at systematisere empirisk viden, bliver de nu i stedet anvendt til at repræsentere resultater af omfattende beregninger. Man kan således sige, at nok blev fundamentet for vor viden om kemisk binding ændret væsentligt efter kvantemekanikkens fremkomst, men mange af de basale begreber kan snart fejre hundredårs jubilæum. På mange måder er der i denne erfaring en parallel til Mendelejevs oprindelige opstilling af det periodiske system og den senere forståelse af dets opbygning efter fremkomsten af Bohrs postulater.

Referér til denne tekst ved at skrive:
Jens Oddershede: kemisk binding i Den Store Danske, Gyldendal. Hentet 4. april 2020 fra http://denstoredanske.dk/index.php?sideId=105428