Dobbeltbinding hos etylen. Dobbeltbindingen angis som to streker, men de to bindingene er i virkeligheten helt forskjellige. Den ene bindingen, σ-bindingen, er som en vanlig enkeltbinding med bindingselektronene plassert mellom atomkjernene. Den andre, π-bindingen, har elektronene fordelt i to områder, ett over og ett under bindingen.
Dobbeltbinding er en kovalent binding mellom to atomer som deler to elektronpar. Dette kan illustreres i en modell ved å trekke to linjer mellom de to atomene.
Avstanden mellom de to atomene i en dobbeltbinding er 15–20 prosent kortere enn avstanden mellom de to samme atomene i en enkeltbinding. (I en enkeltbinding deler de to atomene bare ett elektronpar.) To atomer i en dobbeltbinding er også mer reaktive enn de samme to atomene i en enkeltbinding.
Dobbeltbindinger er normalt sterkere enn enkeltbindinger, men de dannes bare hvis de er sterkere enn to enkeltbindinger. Dette er tilfellet mellom for eksempel to oksygenatomer. Et annet eksempel er karbon-karbon-dobbeltbindinger som er ca. 1,95 mer gunstige energimessig enn enkeltbindinger. Dobbeltbindinger er derfor vanlige i organiske molekyler.
Organiske molekyler (for eksempel fettsyrer) med dobbelbindinger kalles umettede, fordi hver dobbeltbinding forårsaker et underskudd på to hydrogenatomer. Også en ringdannelse gjør at det blir to H-atomer mindre. Et mettet organisk molekyl uten ringer vil ha et antall hydrogenatomer som tilsvarer det dobbelte av antallet C-atomer + 2 (+ evtuelt tillegg på grunn av andre atomer).
Andre vanlige dobbeltbindinger er C=O, C=N, N=O, S=O og P=O. Dobbeltbindinger dannes også mellom overgangsmetallatomer.
Store norske leksikon
Kommentarer
Kommentaren din publiseres her. Fagansvarlig eller redaktør svarer når de kan.
Du må være logget inn for å kommentere.