Een dubbele binding is een covalente binding tussen twee atomen, waarbij twee gemeenschappelijke elektronenparen, dus in totaal vier elektronen, zijn betrokken.

Bij een enkelvoudige binding zijn maar twee elektronen betrokken: de betrokken orbitalen overlappen elkaar axiaal en vormen op deze manier een sigma-binding. In een dubbele binding is een van de twee bindingen ook een σ-binding, terwijl de andere een pi-binding vormt, door de zijdelingse overlap van twee p-orbitalen. De twee elektronen in dit moleculair orbitaal worden π-elektronen genoemd. De π-elektronen bevinden zich niet tussen de twee atomen in, maar in een elektronenruimte boven en onder de binding.

Een covalente binding met een dubbele binding wordt een onverzadigde verbinding genoemd.

Organische chemie De dubbele binding komt veel in de organische chemie voor. Een koolstofatoom kan met maximaal vier atomen enkele bindingen aangaan. Zo bestaat methaan (CH4) uit een koolstofatoom dat vier σ-bindingen aangaat met vier waterstofatomen.

Twee koolstofatomen kunnen met elkaar ook een dubbele binding aangaan. Een eenvoudig voorbeeld is etheen.

Een dubbele covalente binding kan ook tussen andere atomen voorkomen. Zo bestaat zuurstofgas in de triplettoestand uit twee zuurstofatomen die met een dubbele binding chemisch aan elkaar zijn gebonden. Combinaties van verschillende atomen komen ook met een dubbele binding voor. De carbonylgroep bestaat uit een koolstof- en zuurstofatoom die dubbel gebonden zijn. In imines komt een dubbele binding tussen koolstof en stikstof voor.

150px 180px 150px Etheen Aceton Dimethylsulfoxide

Dubbele bindingen tussen koolstof en grote elementen, zoals zwavel, fosfor, seleen en telluur, komen minder voor, omdat de orbitaaloverlap een stuk minder efficiënt verloopt. De kernen van de betrokken atomen zitten namelijk verder van elkaar en de binding is dus zwakker. Dergelijke bindingen worden gemakkelijk geoxideerd.

Moleculaire orbitaaltheorie In zijn grondtoestand bevat een koolstofatoom zes elektronen. De elektronen rond het atoom beschrijven een baan rondom de atoomkern. Rekening houdend met het onzekerheidsprincipe van Heisenberg, kan de precieze plaats van het elektron en het impulsmoment ervan niet tegelijkertijd bekend zijn. Als zodanig wordt gesproken over energieniveaus of orbitalen. Een orbitaal is een plek binnen de elektronenwolk van een atoom waarin de kans op het aantreffen van een elektron het grootst is. De orbitalen moeten in wezen als het kwadraat worden opgevat van een wiskundige golffunctie, die een kansverdeling voorstelt dat een elektron zich ergenes bevindt. De golffunctie zelf kan zowel positief als negatief zijn en beschrijft de amplitude vanaf een nullijn wanneer men een dergelijke golf in een grafiek zou beschrijven. Er komen in alle orbitalen maximaal twee elektronen voor, maar het kan ook dat er geen elektronen in voorkomen. Wanneer een chemische binding wordt gevormd, is er sprake van een overlapping van twee atomaire orbitalen. In het nieuw ontstane moleculaire orbitaal bevinden zich altijd twee elektronen. Dit proces wordt een lineaire combinatie van atoomorbitalen genoemd, afgekort tot LCAO.

De elektronenconfiguratie van koolstof in de grondtoestand is te omschrijven als 1s2 2s22p2. Om een verbinding als methaan (CH4) te vormen, zijn vier vrije elektronen nodig. Voor koolstof is dit door de afwezigheid van vrije bindingselektronen in de grondtoestand onmogelijk. Daarom vormt het atoom zogenoemde hybride orbitalen: er ontstaan vier nieuwe sp3-gehybridiseerde orbitalen, allemaal van een gelijk energieniveau. Daartoe wordt een elektron uit het 2s-orbitaal overgebracht naar het 2p-orbitaal. De hybride orbitalen zijn lager in energie dan de 2p-orbitalen, maar hoger dan het 2s-orbitaal. In methaan vormt elk waterstofatoom met koolstof een 1s-sp3-moleculair orbitaal.

In deze toestand kan door de ongunstige afstand tussen de orbitalen, maar één orbitaal van elk atoom overlappen om zo een moleculair orbitaal te vormen. Om een dubbele binding te vormen moet een ander soort hybride orbitalen gevormd worden: de sp2-gehybridiseerde orbitalen. Daardoor blijft één p-orbitaal over, dat loodrecht staat op het vlak waarin de drie sp2-gehybridiseerde orbitalen liggen. Overlapping met een sp2-orbitaal resulteert in een σ-binding. Wanneer deze σ-binding wordt gevormd, kan het dat door de gunstige afstand tussen twee 2p-orbitalen er een zijdelingse overlap tussen deze beiden ontstaat. Er ontstaan uit de twee atomaire orbitalen twee moleculaire orbitalen, een bindende en een antibindende. Als het bindende orbitaal met twee elektronen wordt bezet, wordt gesproken van een pi-binding. Dergelijke bindingen komen in bijvoorbeeld de carbonylgroep voor en in alkenen. De binding is zwakker door de minder efficiënte orbitaaloverlap en is gemakkelijker te verbreken door toevoeging van energie. Een elektron wordt daarbij van de bindende naar de antibindende orbitaal verplaatst: het molecuul bevindt zich dan in een aangeslagen toestand. Dit is de reden waarom verbindingen zoals etheen gemakkelijk radicalaire additie van halogenen kunnen ondergaan, of radicalair kunnen polymeriseren, tot polyetheen.

380px 380px Etheen met aanduiding van het sp2-gehybridiseerd orbitaal dat instaat voor de σ-binding tussen beide koolstofatomen en het p-orbitaal dat loodrecht op het vlak van de bindingen staat. Moleculaire π-orbitaal van etheen boven en onder het vlak van het moleculaire σ-orbitaal

Bij een drievoudige binding zoals in alkynen of tweevoudig dubbel gebonden atomen, bijvoorbeeld in koolstofdioxide of allenen, is er sprake van sp-hybridisatie en zijn er behalve de twee gehybridiseerde orbitalen nog twee p-orbitalen aanwezig. Deze staan loodrecht op elkaar. Hierdoor is tweemaal een zijdelingse overlap mogelijk, waardoor twee π-bindingen ontstaan.

Ook andere atomen dan koolstof vertonen hybridisatie bij het vormen van een chemische binding. Stikstof in ammoniak (NH3) vormt vier sp3-gehybridiseerde orbitalen, waarvan één het vrije elektronenpaar bevat.

Meervoudig onverzadigde verbindingen Verbindingen met meer dubbele bindingen worden meervoudig onverzadigde verbindingen genoemd.

Als in een meervoudig onverzadigde verbinding de dubbele bindingen worden afgewisseld met enkelvoudige bindingen, zoals bij buta-1,3-dieen, kunnen de p-orbitalen over het volledige systeem overlappen. De aanwezig bindingselektronen kunnen zich dus over het molecuul verplaatsen. Dit wordt een geconjugeerd systeem genoemd en dit levert extra stabiliteit voor de verbinding. De aromatische verbindingen vormen een bijzondere klasse hierin, omdat zij een vlak kortgesloten cyclisch systeem bevatten waarin zich volgens de regel van Hückel pi-elektronen vrij kunnen bewegen.

Andere groepen van meervoudig onverzadigde verbindingen zijn annulenen, cumulenen en polyynen.

Vetten en oliën Een onverzadigde binding in vetzuren veroorzaakt dat het vloeibaarder is dan het overeenkomstige verzadigde vetzuur. Onverzadigde vetzuren maken oliën vloeibaar zoals zonnebloemolie of vetten zacht, zoals reuzel. Voorbeelden van onverzadigde vetzuren zijn oliezuur, linolzuur en alfalinoleenzuur, achtereenvolgens met één, twee en drie dubbele bindingen.

Door additie van waterstofgas aan de vetzuurketens met nikkel als katalysator kunnen de dubbele bindingen in enkele bindingen worden omgezet. Dit wordt harden of hydrogeneren genoemd, omdat het smeltpunt hierdoor hoger wordt.

Categorie:Chemische binding