Kemiske bindinger

Indhold

4.1. Elektronparbindinger

4.2. Navngivning og skrivemåde for molekyler

4.3. Molekyler

4.4. Polaritet - polære og upolære bindinger

4.5. Tilstandsformer og faseovergange

4.6. Hydrofile og hydrofobe grupper

4.7. Opgaver

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.

Fokusspørgsmål

Vendekort

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 formlen, at et nitrogenatom er bundet til tre hydrogenatomer. Denne notation giver en klar og umiddelbar forståelse af molekylets sammensætning. Molekylær navngivning følger denne metode for at sikre ensartedhed 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

Når molekyler består af ens atomer, anvendes ikke endelsen -id eller -at. I stedet bruges navne, der angiver molekylets sammensætning. For eksempel kaldes O₂ dioxygen frem for oxygenid, da molekylet kun indeholder to oxygenatomer. Tilsvarende kaldes N₂ dinitrogen og P₄ tetraphosphor, hvilket henviser til henholdsvis to nitrogenatomer og fire fosforatomer i molekylerne. Endelsen -id bruges også i ionforbindelser med forskellige grundstoffer, som i NaCl, hvor id tilføjes til chlor og bliver til chlorid.

Tabel 4 viser eksempler på navngivning, hvor rækkefølgen og antallet af hver atom angives.

Tabel 2. Eksempler på navngivning

Kemisk formel	Navn
N₂O₅	Dinitrogenpentaoxid
SO₃	Svovltrioxid
S₈	Oktasvovl
H₂S	Dihydrogensulfid
S₂Cl₂	Disvovldichlorid
N₂O	Dinitrogenoxid
NH₄NO₃	Ammoniumnitrat
H₂SO₄	Dihydrogensulfat
NH₃	Ammoniak
NO₂	Nitrogendioxid
N₂O₄	Dinitrogentetraoxid
SO₂	Svovldioxid
HSO₄^-	Hydrogensulfation
NO	Mononitrogenoxid
N₃H	Triazid
S₂O_3^2-	Thiosulfation
N₂O₃	Dinitrogentrioxid

Fokusspørgsmål

Vendekort

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.

Fokusspørgsmål

Vendekort

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.

Fokusspørgsmål

Vendekort

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.

Fokusspørgsmål

Vendekort

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

Fokusspørgsmål

Vendekort

4.7. 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)

Løsning opgave 1

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

Løsning opgave 2

Opgave 3:
Tegn elektronprikformlen for vand (H₂O).

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

Løsning opgave 3

Opgave 4
Tegn elektronprikformlen for methan (CH₄).

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

Løsning opgave 4

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

Løsning opgave 5

Opgave 6
Tegn elektronprikformlen for carbondioxid (CO₂).