En **kjemisk binding** er en binding mellom to eller flere atomer, ioner eller molekyler.

Når atomer eller molekyler støter mot hverandre, kan de danne bindinger mellom hverandre og forbli i den posisjonen. Styrken til bindinger varierer mye, og en deler ofte kjemiske bindinger inn i to hovedgrupper: «sterke» bindinger og «svake» bindinger. En bør være oppmerksom på at de sterkeste av de svake bindingene kan være sterkere enn de svakeste av de sterke bindingene.

Sterke bindinger
----------------

Disse kjemiske bindingene består av intramolekylære krefter som holder atomer sammen i molekyler. Antallet elektroner som deltar i en binding er typisk to, fire, eller seks, respektivt. Antallet er ofte et partall fordi elektroner har mindre energi i par. I et gitt tilfelle vil typen sterk binding mellom atomer være avhengig av atomenes forskjeller i elektronegativitet og fordelingen av de respektive, tilgjengelige elektronene til hvert atom. Jo større forskjell i elektronegativitet mellom atomer, desto mer blir et elektron trukket til et atom i en binding; vi sier at bindingen får en større «ionisk» egenskap eller karakter (ionisk vil si at elektronene i en binding er ujevnt fordelt). Jo mindre forskjell i elektronegativitet, desto større kovalente egenskaper (jevn fordeling av elektronene) får bindingen.

### Kovalente bindinger

Utdypende artikkel: Kovalent binding

Alle atomer ønsker å få fullt ytterskall. Mange følger oktettregelen. Det vil si at atomene har en tendens til å kombinere på en slik måte at de får 8 elektroner i ytterste skall. Dette er en tommelfingerregel for en større gruppe elementer, men gjelder ikke alle. Atomer kan oppnå et gitt antall elektroner i ytterste skall ved å gi ifra seg elektroner, ved å ta opp elektroner eller ved å dele elektroner med andre atomer.

I en kovalent binding gir ikke atomer fra seg, eller tar opp elektroner. De slår seg sammen med andre atomer og deler på elektronene. Slike bindinger skjer ofte mellom like atomer eller mellom grunnstoffer som ligger nær hverandre i periodesystemet.

La oss ta et eksempel:
To oksygenatomer skal slå seg sammen og lage oksygengass, gassen har molekylformel O2. 
Oksygen har 6 elektroner i ytterste skall, L-skallet, og hvert oksygenatom trenger 2 elektroner ekstra for å oppfylle oktettregelen.

#### Polarkovalente bindinger

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 det ene atomet enn det andre, slik at vi får to poler i bindingen. En negativt ladet og en positivt ladet.

La oss her også ta et eksempel:
Det mest vanlige stoffet for oss mennesker inneholder nettopp en slik 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.

Hva skaper forskjellen mellom kovalent og polar kovalent binding?
Her er det grunnstoffenes elektronegativitet som avgjør hva slags bindingstype som gjelder mellom atomene.

### Ionebindinger

Utdypende artikkel: Ionebinding

En ionebinding inntreffer mellom to atomer (ofte mellom et metall og et ikke-metall) som har en differanse i elektronegativitetsverdi større enn 1,7. Det som skjer når to atomer danner en ionebinding er at det ene atomet tar opp ett eller flere elektroner fra det andre atomet, slik at begge atomene får oppfylt oktettregelen.
Dette fører til at atomene får forskjellige ladninger. Det ene atomet blir positivt og det andre negativt. Denne ladningsforskjellen fører til at de «slår seg sammen» i en binding.

Eksempel på ionebinding:
Natriumklorid (NaCl) har krystallformet struktur, såkalt kubestruktur. Natrium har elektronegativitetsverdi lik 0,9, forholdsvis lavt, og klor har en lignende verdi på 3,0. Differansen mellom de to er 2,1. Ut ifra dette kan vi trekke følgende konklusjon: for at kloratomet skal oppfylle oktettregelen, må det trekke vekk ett elektron fra natriumatomet. Gitt disse forutsetningene gir dette at kloratomet blir negativt og natriumatomet positivt, med ±1 i ladning

Denne ladningsforskjellen gjør at atomene trekker seg sammen og plasserer seg parvis i negativ og positiv rekkefølge i en kubestruktur.

Litt enklere kan det forklares slik; natrium-atomet har ett elektron i ytterste skall. Når dette elektronet blir avgitt går natrium-atomet over til å bli et positivt natrium-ion, Na+. Klor-atomet har sju elektroner i ytterste skall og tar derfor imot dette elektronet, klor-atomet får nå åtte elektroner i ytterste skall og går over til å bli et negativt klor-ion, Cl-. Nå har man et positivt og et negativt ion, disse har en tiltrekning til hverandre og danner altså det som kalles en ionebinding, Na+Cl-, som er et salt.

### Metallbindinger

Som navnet tilsier er denne bindingen mellom metaller. Bindingstypen skiller seg ut fra de ovennevnte bindingstypene ved at det i en metallbinding er mange atomer som inngår i bindingen.
Metallbindingen er den svakeste av de sterke bindingene, og har ikke som en oppgave å fylle opp metallatomenes ytterste skall eller å fjerne elektroner for at atomene skal få oppfylt oktettregelen.

I et metall ligger atomene side om side, oppå hverandre og parallelt skrått overfor hverandre i tilsynelatende uendelig lange rekker. Metallene har lav ioniseringsenergi, det vil si energien det kreves for å fjerne elektroner, og derfor har metaller den egenskapen at mange atomer kan dele de ytterste elektronene.

Svake bindinger
---------------

### Dipolbindinger

Dette er bindinger mellom molekyler hvor den ene positive delen av et molekyl blir tiltrukket av den negative delen av et annet molekyl. Dipolbindinger deles inn i *polare dipolbindinger* og *upolare dipolbindinger.*

#### Dipolbindinger mellom polare molekyler

Når et molekyl er en dipol, som for eksempel vann eller HCl, vil den ene enden av molekylet være svakt positivt ladet, mens den andre enden er svakt negativt ladet. Dette fordi enkelte atomer har en større evne til å trekke til seg elektroner. Dermed vil den positive delen av et dipol-molekyl bli tiltrukket den negative delen av et annet dipol-molekyl. Det er dette som kalles *dipolbindinger mellom polare molekyler*.

#### Dipolbindinger mellom upolare molekyler

Det kan også oppstå dipolbindinger mellom upolare molekyler. Et eksempel er mellom Br2-molekyler i flytende brom. Bromatomene har samme elektronegativitetsverdi, det vil si evne til å tiltrekke elektroner. De trekker like mye på elektronene, og molekylet blir derfor ikke en dipol. Da elektronene «svirrer» rundt atomkjernene, vil elektronene i et gitt øyeblikk være ujevnt fordelt, og vi kan tenke oss at det er flere elektroner på den ene siden av molekylet enn på den andre. På denne måten blir Br2-molekylet en *midlertidig dipol*. Denne midlertidige dipolen kan igjen påvirke nabomolekylene, slik at også disse blir midlertidige dipoler. Bindingene mellom slike midlertidige dipoler er svært svake. Bindingene blir imidlertid sterkere når det er flere atomer med i bindingen, og atomene har flere elektroner. Når det er flere elektroner i molekylet, blir ladningsforskyvingen større, noe som igjen gir sterke tiltrekning mellom molekylene.

### Hydrogenbindinger

Utdypende artikkel: Hydrogenbinding

Mellom den positive og den negative enden av et vannmolekyl er det en svak hydrogenbinding. Den positive og negative enden tiltrekker hverandre og skaper et svakt nettverk mellom vannmolekylene. Dette gir overflatespenningen som gjør det mulig for vannløpere å «flyte» på vannet. Hydrogenbindinger en type dipolbinding. Dette er den sterkeste av de svakeste bindingene.

Litteratur
----------

* Chang, Raymond (2008). *General chemistry : the essential concepts* (5 utg.). Boston. McGraw-Hill. ISBN 9780071102261.
* Chang, Raymond; Goldsby, Kenneth A. (2014). *General chemistry : the essential concepts* (7 utg.). New York. McGraw-Hill. ISBN 9781259060427.

| * v
* d
* r
Kjemisk bindingsteori |
| --- |
| 
* Orbital
* Kvantemekanikk

 |
| Bindingstyper | 

|  |  |
| --- | --- |
| Ved symmetri | 
* Sigma (σ)
* Pi (π)
* Delta (δ)
* Phi (φ)

 |
| Ved bindingsorden | 
* 1 (enkel)
* 2 (dobbel)
* 3 (trippel)
* 4 (firedobbel)
* 5 (femdobbel)
* 6 (seksdobbel)

 |
| Ved spinn | 
* Triplett
* Singlett
* Utvekslingskoblet

 |

 |
| Valensbindingsteori | 

|  |  |
| --- | --- |
| Begreper | 
* Hybrid orbital
* Resonans
* Lewisstruktur

 |
| Konstituerende enheter | 
* Kovalent binding
* Fritt elektronpar

 |

 |
| Molekylorbitalteorien | 

|  |  |
| --- | --- |
| Begreper | 
* Molekylær orbital
* Lineær kombinasjon av atomorbitaler
* MO diagram

 |
| Konstituerende enheter | 
* Bindene MO
* Ikke-bindene MO
* Antibindende MO

 |

 |

|  |  |
| --- | --- |
| Oppslagsverk/autoritetsdata | Store Danske Encyklopædi **·** Encyclopædia Britannica **·** Encyclopædia Britannica **·** Encyclopædia Universalis **·** GND **·** LCCN **·** NDL **·** NKC
 |