Kemiske bindinger

Indhold

Elektronparbindinger

En kemisk binding mellem to ikke-metal atomer, består af en eller flere elektronpar, som hvert atom deler. Atomet deler elektroner, så det opnå 8 elektroner i yderste skal. Så antallet af elektroner i yderste skal bestemmer antallet af bindinger. En måde at blive bevist om antallet af elektroner i yderste skal er at tegne elektronprikformler. En elektronprikformel angiver kun antallet af elektroner i yderste skal.

Figur 1. 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 2. 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 3. Elektronprikformel for molekylet ammoniak. 

Molekyler

Molekyler består af ikke-metaller. Molekyler kan består af to atomer til næsten uendelige antal atomer. Atomerne i molekylet holdes sammen af elektronparbindinger. To atomer deler et, to eller tre elektronpar. En elektronparbinding mellem to atomer vises med en streg i strukturformler. Så en streg svarer til to elektroner eller et elektronpar. Se figur 4.

Figur 4. 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 molekylformler. 

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 CH3CH3OH	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.

Tabel 1. Forskellige skrivemåder for molekyler.

Polære og upolære bindinger

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, og 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 lige og dermed ikke skaber nogen ladningsforskel mellem de to atomer. Dette betyder, at der ikke er nogen delvis positiv eller negativ ladning i molekylet. Et eksempel på en upolær binding er bindingen mellem to carbon (C) atomer eller et carbon (C) og et hydrogen (H).

Et atom elektronegativitetsværdi bestemmer, hvor effektivt et atom er til at trække i elektroner. Elektronegativitetsværdien findes i det periodiske system. Se figur 5. 

Figur 5. Elektronegativitetsværdien for hydrogen. Se gul markering.

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

Eksempel på regnestykke for at finde elektronegativitetsforskellen for en O-H binding, C-H binding og en H-Cl binding. Bemærk at værdien i H-Cl ville give en negativ værdi, men da værdien altid skal være positiv betyder det ikke noget at den mindste værdi står først.

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

Tabel 2. Bindingstype afhængig af ΔEN

Figur 6. H-Cl er en polær binding og figuren viser hvordan Cl trækker mere i elektronerne en H. Der sker en ladningsforskel.

Et molekylets egenskaber bestemmes af om bindinger er polære eller upolære eller begge dele. Polære bindinger foretrække vand, mens upolære bindinger foretrækker fedt. Det skyldes ladningsforskellen i bindingerne. Vand er en polære forbindelse, da det kun består af O-H bindinger, mens fedt består af upolære bindinger. Vand og olie kan ikke blandes hvilke skyldes forskellen i polære og upolære bindinger.

Navngivning og skrivemåde for molekyler

Atomer sættes sammen til molekyler i en bestem rækkefølge. Den kemiske formel skal opskrives ud fra følgende rækkefølge. 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 6. 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.

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

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 tilstandsforme

Tabel 4. Tilstandsformer og forkortelser.

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.

Hydrofile og hydrofobe grupper