Beste antwoord
Secundaire binding is een andere term voor intermoleculaire krachten. https://www.princeton.edu/~maelabs/mae324/02/secondary.htm
Dit zijn de krachten tussen moleculen, in plaats van de ionische, covalente en metallische die gevonden zijn om samengestelde structuren intern bij elkaar te houden.
Deze krachten zijn https://en.wikipedia.org/wiki/Intermolecular\_force
- Ion naar dipool en ion naar geïnduceerde dipoolkrachten
- Waterstofbinding (als een speciaal geval van permanente dipool tot permanente dipoolkrachten)
- Van der Vaals-krachten als volgt :
- Keesom-krachten van permanente dipool naar permanente dipool.
- Debye-krachten waar er aantrekkingskracht is tussen moleculen met een permanente dipool
- Londense dispersiekrachten waar dipool geïnduceerd geïnduceerde dipoolinteracties vinden plaats.
Antwoord
Het is nogal een lastige vraag om antwoord: in beide is er het delen van elektronen, wat ook de simpele definitie is van een covalente binding!
I n een typische covalente bindingsparen van gedeelde elektronen vormen een nieuwe bindingsorbitaal die gecentreerd is rond twee kernen. In de eenvoudigste covalente bindingen, de sigma-binding, is er een patroon van elektronendichtheid waarmee we kunnen zeggen dat er een elektrostatische aantrekkingskracht is van de twee kernen naar de gedeelde elektronendichtheid, maar ik denk dat dat een beetje een fictie is. . De covalente bindende orbitaal moet stabiel zijn wanneer deze een lagere, stabielere energie moet hebben dan de ongebonden atomen. Dit geldt ook voor pi-bindingen die de tweede bindingen in dubbele bindingen zijn; hun gebieden met elektronendichtheid zijn buiten, boven en onder de kernen (of de ene kant en de andere als je het op die manier wilt bekijken).
Bij metallische binding wordt de elektronendichtheid gedelokaliseerd en verspreid over de kristallijne structuur van het metaal. Ik denk niet dat ik een orbitale behandeling heb gezien van de verplaatsing in metaalverbindingen, maar in de metaalstructuur zullen metaalatomen ofwel 6 of 8 naaste buren hebben, afhankelijk van de structuur, dus je zou je de sigma-bindingen kunnen voorstellen, waarbij paren van atomen wisselen constant tussen deze naaste buren, zodat de bindende orbitalen niet tussen een bepaald paar kunnen worden gelokaliseerd. Dit zou vrij gemakkelijk gebeuren omdat de buitenste elektronen van metaalatomen relatief zwak worden aangetrokken door hun kernen. De elektronen in dit gedelokaliseerde systeem wisselen van atoom naar atoom, wat leidt tot een hoge elektrische (en thermische) geleidbaarheid. Traditioneel wordt gezegd dat deze gedelokaliseerde elektronen een geleidingsband bezetten waarvan het energieniveau overlapt met de atomaire energieniveaus van buitenste elektronen. [Ik heb mijn best gedaan met deze verklaring, maar ik denk dat het enigszins gedeeltelijk is]
Een verdere complicatie is dat delokalisatie ook kan optreden in covalente obligaties. Dit is wanneer er een afwisselende reeks pi-bindingen is (de tweede binding in een dubbele binding). Ook dit kan leiden tot elektrische geleidbaarheid en een dergelijk systeem is in wezen wat er gebeurt in nanobuisjes van grafiet en fullereen, die de basis kunnen zijn van elektronica van de toekomst.
Elke koolstof heeft 3 sigma-bindingen, het vierde buitenste schilelektron van de koolstofatomen draagt bij aan het gedelokaliseerde pi-bindingssysteem.