15 Beispiele für einfache, Doppel- und Dreifachbindungen

Verschiedenes / by admin / July 04, 2021

In der Chemie, wenn wir über. sprechen Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen wir beziehen uns auf drei der bekannten Formen von kovalente Bindung, das heißt, von Gewerkschaften zwischen Atome aus dem Elektronenkompartiment ihrer letzten Energieniveaus. Es gibt auch die dative kovalente Bindung, bei der die geteilten Elektronen nur von einem der Atome, aus denen die Bindung besteht, beigesteuert werden.

Kovalente Bindungen treten auf, wenn zwei Atome nahe genug sind, um ihre Atomorbitale (Raumbereich, in dem sich wahrscheinlich ein Elektron um den Kern herum befindet), wodurch die gleichzeitig anziehenden und abstoßenden Kräfte kompensiert werden, die von seinen Ladungen herrühren Elektronen (negative Elektronen stoßen sich ab, aber die positiven Ladungen der Atomkerne ziehen sie an) und erlangen eine maximale Stabilität, die es ihnen ermöglicht, sich zu bilden ein Molekül.

Wenn das passiert, Elektronenpaare die die äußersten Schichten jedes Atomkerns umkreisen, bewegen sich auf den anderen zu, bis es unmöglich wird, zu bestimmen, zu welchem Atomkern sie gehören.

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Unterschiede zwischen kovalenter Bindung, ionischer Bindung und metallischer Bindung

Kovalente Bindungstypen

Abhängig von der Anzahl der Elektronenpaare, die sich die Atome teilen, die die Bindung bilden, sind die kovalenten Bindungen einfach (ein Paar), doppelt (zwei Paare) oder dreifach (drei Paare). Jeder wird normalerweise repräsentiert durch eine, zwei oder drei Zeilen zwischen den Symbolen jedes Atoms:

Die Zahl der Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindungen, die ein Atom bilden kann, hängt direkt von seiner Wertigkeit ab, d. h. von der Anzahl der Elektronen, die es aus seiner äußersten Schale teilen kann.

Außerdem besitzt das Molekül je nach Komplexitätsgrad der Bindung mehr oder weniger Mobilität (weniger Mobilität, je komplexer die Bindung), da der Abstand zwischen den Atomen kleiner ist und es schwieriger ist, die Bindung zu brechen, d. h. es muss mehr Energie aufgewendet werden, um ihre abbrechen.