Indhold
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. Navngivning og skrivemåde for molekyler
Atomer sættes sammen til molekyler i en bestemt rækkefølge, hvilket er grundlaget for kemisk syntese og forståelse af molekylære strukturer. Den kemiske formel, som opskrives ud fra rækkefølgen af atomer i et molekyle, giver vigtig information om molekylets sammensætning. Som illustreret i figur 10, er der en specifik rækkefølge for, hvordan atomer noteres i en kemisk formel, baseret på deres placering i det periodiske system. Dette system sikrer en ensartet forståelse for skrivemåde af kemiske formler.
B C P N H S I Br Cl O F
Figur 5. Rækkefølge for kemisk skrivemåde for molekyler.
Vigtigheden af denne rækkefølge gør, at skrivemåde for molekyler bliver den samme rundt om i verden. For eksempel, den kemiske skrivemåde for vand, H2O, indikerer at der er to hydrogenatomer bundet til et oxygenatom. I tilfældet med ammoniak, NH3, viser formelen, at et nitrogenatom er bundet til tre hydrogenatomer. Denne notation giver en klar og umiddelbar forståelse af molekylets sammensætning. Molekylær navngivning følger den aftalte konvention for at sikre konsistens og klarhed. For eksempel, N2O3, kaldes dinitrogentrioxid, hvilket viser molekylets sammensætning af to nitrogenatomer og tre oxygenatomer. Denne navngivningsmetode, anvender præfikser som mono-, di-, tri-, osv., og gør det muligt at præcisere antallet af hver type atom i molekylet (Tabel 3).
Tabel 1. Navn for talværdier.
| 1 | mono |
| 2 | di |
| 3 | tri |
| 4 | tetra |
| 5 | penta |
| 6 | hexa |
| 7 | hepta |
| 8 | octa |
| 9 | nona |
| 10 | deca |
Det er også værd at bemærke, at når molekyler er sammensat af kun en type atom, ændres den konventionelle endelse -id. For eksempel kaldes O2, dioxygen, ikke oxygenid, for at understrege, at molekylet består af to oxygenatomer. Tabel 4 viser eksempler på navngivning, hvor rækkefølgen og antallet af hver atom angives.
Tabel 2. Eksempler på navngivning
4.3. 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 6. 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. Mere om det under den organiske kemi.
Tabel 3. 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. |
4.4. 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 et atom er, til at tiltrække elektronerne. Elektronegativitetsværdien findes i det periodiske system. Se figur 7. Intensiteten af den røde farve symboliserer elektronegativitetsværdien. Flour (F) har den højeste værdi, mens atomer markeret hvide ingen værdi har. Ædelgasser i 8- hovedgruppe har ikke en elektronegativitetsværdi, da de generelt ikke danner kemiske bindinger med andre atomer
Figur 7. Det periodiske system med elektronegativitetsværdier. Her vist med carbon med en elektronegativitetsværdi på 2,55.
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 4. 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.
Nogle af grundstofferne har ingen elektronegativitetsværdi, fordi de ikke danner stabile forbindelser, hvor de trækker elektroner til sig. Dette gælder primært for ædelgasserne, som har 8 elektroner i yderste skal eller 2 i yderste skal som gælder for helium. Deres elektronkonfiguration gør dem meget stabile, og de reagerer i ringe grad med andre grundstoffer. Dette resulterer i, at de ikke har en målbar tendens til at tiltrække elektroner fra andre atomer i kemiske bindinger, og derfor angiver man typisk ikke en elektronegativitetsværdi for disse grundstoffer.
For de tungeste grundstoffer i syvende række, er der begrænset eksperimentelle data. Disse grundstoffer er meget ustabile og radioaktive med meget korte halveringstider, hvilket gør det svært at måle deres kemiske egenskaber nøjagtigt. Beregningen af elektronegativitetsværdier for meget tunge grundstoffer er teoretisk kompleks.
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 9. Reaktionsskema med tilstandsformer
Tabel 5. 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 10. 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 6. Eksempler på hydrofile og hydrofobe grupper.
| Hydrofile | Hydrofobe |
| -OH | CH3 |
| -COOH | CH2 |
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).
Opgave 7
Sæt ring om molekyler.
Firkant om Ionforbindelse.
CH4 NaCl NaF MgCl2 CH3CH3 HCl Fe2O3 Al(OH)3
Opgave 8
Navngiv følgende molekyler
- CO2
- SO2
- NH3
- HCl
- N2O
- CO
- SO3
- NO2
- H2S
- Cl2
Opgave 9
Ud fra molekylformlen skal du lave strukturformel, sammentrukket strukturformel og zigzagformel
C2H6
C3H8
C4H10
Opgave 10
Undersøg om binding er upolær, polær eller ionbinding
| Binding | Elektronegativitetsforskel | Upolær / polær /ionbinding |
| C-C | ΔEN = 2,55-2,55=0 | Upolær |
| P-H | ||
| S-H | ||
| C-O | ||
| C-H | ||
| C-C | ||
| C-Cl | ||
| O-H | ||
| H-Br | ||
| C-P | ||
| N-H | ||
| C-N | ||
| H-F | ||
| NaCl |
Opgave 11
Se introduktionsvideo her. Pause filmen, når du bliver bedt om det. Løs opgaven.
Tegn elektronernes bevægelse rundt om C-C binding.
C - C
Tegn elektronernes bevægelse rundt om C-H binding.
C - H
Tegn elektronernes bevægelse rundt om O-H binding.
O - H
Opgave 12
Find polære og upolære områder på molekylerne
Se introduktionsvideo her. Pause filmen, når du bliver bedt om det. Løs opgaven.
Vand:
Heptan:
Ethanol:
Glukose:
Oktansyre:
Natriumchlorid:
NaCl