Indhold

 


4.1. Elektronparbindinger


 

En elektronparbinding er en kemisk binding, der opstår mellem to ikke-metaller. De positivt ladede atomkerner tiltrækkes af det negativt ladede elektronpar. Denne tiltrækning bidrager til at holde atomerne sammen. Hvert atom bidrager med et eller flere elektroner til det fælles elektronpar. Ved at dele elektroner er det muligt for hvert atom at opnå en mere stabil elektronkonfiguration, hvilket typisk indebærer at have otte elektroner i yderste skal. Hvert atom opfylder ædelgasreglen (8 eller 2 elektroner i yderste skal). Figur 1 viser en model af to hydrogenatomer, der deler et elektronpar. Hvert hydrogen har en elektron i yderste skal. Elektronerne vil ikke følges ad som i figur 1, men være mere spredt ud over begge hydrogenatomer. 

 Figur 1. To hydrogenatomer deler et elektronpar og opfylder dubletreglen.

En måde at vise antallet af elektroner i yderste skal er at tegne elektronprikformler. En elektronprikformel angiver kun antallet af elektroner i yderste skal.

Figur 2. Elektronprikformler for forskellige atomer. Antal prikker svarer til antallet af elektroner i yderste skal.

Når en elektronprikformel tegnes er det nemmeste at tegne med uret. For hver elektron der er alene vil der være en binding. F.eks. så har nitrogen 5 elektroner i yderste skal, og vil derfor have 5 prikker. Et elektronpar og tre elektroner alene, som der med kan danne en bindinger med andre atomer.

Figur 3. Elektronprikformel for nitrogen. Bemærk at der er et elektronpar og 3 enlige elektroner.

Når der skal tegnes elektronprikformler for molekyler, så er det nemmest at tegne det atom med flest elektroner i yderste skal, og derefter fylde op med de andre atomer. Nitrogen kan gå sammen med tre hydrogen og danne ammoniak. Nitrogen opnår 8 elektroner i yderste skal og dermed ædelgasstruktur, mens hydrogen opnår 2 elektroner i yderste skal og opfylder ligeledes ædelgasreglen, da hydrogen minder om ædelgassen helium (dubletreglen)

Figur 4. Elektronprikformel for molekylet ammoniak. 

 


4.2. Molekyler


 

Molekyler består af ikke-metaller. Molekyler kan består af to atomer til næsten et uendeligt antal atomer. Atomerne i molekylet holdes sammen af elektronparbindinger. To atomer kan dele et, to eller tre elektronpar. Når et elektronpar deles er det en enkelt binding. to elektronpar en dobbeltbinding og tre elektronpar en tripelbinding. Se figur 5.

C:C  →  C-C

O::O  →  O=O

N:::N  →  N≡N

Figur 5. Enkelt-, dobbelt- og tripelbinding vist ved elektronprikformel og strukturformel. 

En elektronparbinding mellem to atomer vises med en streg i strukturformler. Så en streg svarer til to elektroner eller et elektronpar. Se figur 6.

Figur 6. Elektronprikformel til strukturformel. Bemærk at et elektronpar angives som en streg i strukturformlen.

Molekyler kan opskrives på flere forskellige måder. Se tabel 1 for forskellige skrivemåder for molekyler. 

Tabel 1. Forskellige skrivemåder for molekyler.

Formel Kemisk skrivemåde Forklaring
Molekylformel

H2O

C2H6O

C6H12O6

En molekylformel viser antallet af atomer, som er bundet sammen i molekylet.
Strukturformel En strukturformel viser, hvordan atomerne i et molekyle er forbundet. Strukturformlen angiver, hvilke atomer der er til stede i molekylet og hvordan de er forbundet med elektronparbindinger.
Sammentrukket strukturformel

CH4

CH3CH3

CH3CH2OH

En sammentrukket strukturformel viser, hvordan atomerne i et molekyle er forbundet på en kompakt og mere simpel måde end en strukturformel
Zigzagformel Zigzagformlen viser ikke C og H. Kun hvis H er bundet til et andet atom end C. 

 


4.3. Polaritet - polære og upolære bindinger


 

Polære og upolære bindinger er to typer af kemiske bindinger, som er afgørende for et molekyles egenskaber. Har et molekyle overvejende polære egenskaber, kan molekylet opløses eller blandes med vand, og hvis molekylet overvejende har upolære egenskaber vil molekylet være mere fedtopløseligt.

En polær binding er en kemisk binding, hvor to atomer deler elektroner på en sådan måde, at elektronerne er tættere på det ene atom end det andet. Dette skaber en ladningsforskel, en permanent dipol, hvor det ene atom får en delvis negativ ladning, mens det andet atom får en delvis positiv ladning. Et eksempel på en polær binding er bindingen mellem oxygen (O) og hydrogen (H).

En upolær binding er en kemisk binding, hvor to atomer deler elektroner ligeligt, og dermed ikke skaber nogen ladningsforskel mellem atomerne. Dette betyder, at der ikke er nogen delvis positiv eller negativ ladning i molekylet. Et eksempel på en upolær binding, er bindingen mellem to carbonatomer (C) eller et carbon- (C) og hydrogenatom (H).

Et atoms elektronegativitetsværdi bestemmer, hvor effektivt atomet er til at trække i elektronerne. Elektronegativitetsværdien findes i det periodiske system. Se figur 5. 

Figur 7. Elektronegativitetsværdien for hydrogen. Se gul markering.

Elektronegativitetsforskellen bestemmer hvilken type binding, der er mellem atomerne. Se tabel 2. Elektronegativitetsforskellen bestemmes ved at finde elektronegativitetsværdien for hvert atom og subtrahere den største værdi fra den mindste værdi. Værdien er altid numerisk (positiv).

Figur 8 viser eksempler på regnestykker for at finde elektronegativitetsforskellen for en O-H binding, C-H binding, H-Cl binding og NaCl. Bemærk at værdien i H-Cl og NaCl vil give en negativ værdi, men værdien er altid numerisk og dermed positiv.

O-H: 3,44 - 2,20 = 1,24 → polær binding

C-H: 2,55 - 2,20 = 0,35  → upolær binding

H-Cl: 2,20 - 3,16 = 0,96 → polær binding

NaCl: 0,93 - 3,16 = 2,23 → Ionbinding

Figur 8. Viser elektronegativitetsforskellen og bindingstype.

 

Tabel 2. Bindingstype afhængig af elektronegativitetsforskellen, ΔEN

Elektronegativitetsforskel, ΔEN Bindingstype
0 ≤ ΔEN < 0,5 Upolær binding
0,5 ≤ ΔEN < 1,8 Polær binding
ΔEN ≥ 1,8 Ionbinding

 

Figur 9. H-Cl er en polær binding og figuren vise,r hvordan Cl trækker mere i elektronerne en H. Der sker en ladningsforskel.

Et molekylets egenskaber bestemmes af om bindinger er polære, upolære eller begge dele. Vand og olie har forskellige egenskaber blandt andet på grund af deres forskellige bindingstyper. Vand har polære bindinger, mens fedt har overvejende upolære bindinger. Det resultater i, at vand og olie ikke kan blandes.


4.4. Navngivning og skrivemåde for molekyler


Atomer sættes sammen til molekyler i en bestem rækkefølge. Den kemiske formel skal opskrives ud fra rækkefølgen i figur 10. Den kemiske skrivemåde for vand er H2O, da H står før O. Ammoniak opskrives som NH3, da N står før H i rækken. Se figur 6.

B C P N H S I Br Cl O F

Figur 10. Rækkefølge for kemisk skrivemåde for molekyler.

Molekyler navngives ved at anvende rækkefølgen som i figur 6. Molekyler kan både have et kemisk navn og et kaldenavn som ikke hænger sammen med rækkefølgen for atomerne. NH3 hedder ammoniak og ikke nitrogentrihydrogen. I navnet angives, hvor mange atomer der indgår i molekylet. N2O3 hedder dinitrogentrioxid. Bemærk at navnet ender på -id og at oxygen bliver trukket sammen til oxid og ikke oxygenid. Tabel 3 angiver navnet for talværdien 1-10.

Tabel 3. Navn for talværdier.

1 mono
2 di
3 tri
4 tetra
5 penta
6 hexa
7 hepta
8 octa
9 nona
10 deca

 

Hvis molekylet er sammensat af ens atomer ender navnet ikke på -id. O2 hedder dioxygen, mens P4 hedder tetrafosfor.


4.5. Tilstandsformer og faseovergange


Tilstandsformer angiver hvilken tilstand et molekyle befinder sig i. De forskellige tilstandsformer er angivet i tabel 4. Tilstandsformen skrives efter den kemiske forbindelse. Se eksempel på tilstandsformer i figur 7.

H2 (g) + O2 (g) → H2O (l)

Figur 7. Reaktionsskema med tilstandsformer

Tabel 4. Tilstandsformer og forkortelser.

Tilstand Forkortelse
Fast (solid) (s)
Væske (l)
Gas (g)
Opløst i vand (aq)

 

De forskellige tilstandsformer kan undersøges på følgende link. Simulationen viser vands forskellige tilstandsformer. Figur 8 viser de fire forskellige tilstandsformer og faseovergang. En faseovergang sker fra fast til væske og fra væske til gas. Der kan også ske en faseovergang direkte fra gas til fast. Fra fast til væske hedder smeltning og den modsatte vej er en krystallisation. Fra væske til gas er en fordampning, mens fra gas til væske er en fortætning. Faseovergangen fra gas til fast er en krystallisation og fra fast til gas en sublimation.

Figur 8. Vands forskellige tilstandsformer fra venstre mod højre. Fast, væske, gas og opløst i vand.


4.6. Hydrofile og hydrofobe grupper


I kemi er forståelsen af hydrofile og hydrofobe grupper afgørende for at forstå, hvordan molekyler interagerer med vand og andre stoffer. Hydrofile (vandelskende) grupper tiltrækkes af vand og er polære. Det betyder, at ladningsfordeling gør den ene del af molekylet mere negativt ladet end den anden. Dette gør dem i stand til at danne hydrogenbindinger med vandmolekyler. Almindelige hydrofile grupper inkluderer hydroxylgrupper (-OH), som findes i alkoholer, og carboxylgrupper (-COOH), som er fremtrædende i aminosyrer og fedtsyrer. 

I modsætning til hydrofile grupper er hydrofobe (vandskyende) grupper ikke polære og tiltrækkes ikke af vand. De mangler evnen til at danne hydrogenbindinger og vil derfor være mere blandbare med ikke polære molekyler som benzin og fedt. Se tabel 5. Mere om hydrofile og hydrofobe grupper i kapitlet om organisk kemi.

Tabel 5. Eksempler på hydrofile og hydrofobe grupper.

Hydrofile Hydrofobe
-OH CH3
-COOH CH2

 


4.6. Opgaver


 

Opgave 1

Tegn elektronprikformler for følgende atomer. Husk at placere elektronerne med uret rundt om atomsymbolet:
1. Oxygen (O)
2. Carbon (C)
3. Fluor (F)
4. Sulfur (S)

 

Opgave 2
Ud fra elektronprikformlerne for oxygen og hydrogen, bestem antallet af bindinger, disse atomer kan danne.

 

Opgave 3
Tegn elektronprikformlen for vand (H2O).

Start med at placere oxygen i midten og tilføj derefter hydrogenatomerne. Forklar, hvordan hvert atom opnår ædelgasstruktur.

 

Opgave 4
Tegn elektronprikformlen for methan (CH4).

Forklar, hvordan carbonatomet opnår ædelgasstruktur, og angiv hvor mange elektroner hydrogenatomerne har brug for.

 

Opgave 5
Ud fra elektronprikformlen for nitrogen, indsæt det antal hydrogenatomer som nitrogen kan danne bindinger med.

 

Opgave 6
Tegn elektronprikformlen for carbondioxid (CO2).