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.
Kommentarer
Kommentarer til artikkelen blir synlig for alle. Ikke skriv inn sensitive opplysninger, for eksempel helseopplysninger. Fagansvarlig eller redaktør svarer når de kan. Det kan ta tid før du får svar.
Du må være logget inn for å kommentere.