KEMISK BINDNING

Det är få grundämnen som finns i ren form i naturen. De flesta söker en kompis med kompletterande egenskaper för att bilda mer stabila föreningar. Grunden för en förståelse för kemiska bindningar är att kunna se hur valenselektronerna agerar i olika situationer och för olika ämnen.

Alla grundämnen strävar efter att få ett fullt yttre elektronskal eftersom detta är den stabilaste formen (oktettregeln). I sitt ursprungliga tillstånd är det bara ädelgaserna som har detta. Alla andra grundämnen måste antingen ge bort elektroner, ta upp elektroner eller dela elektroner med någon annan atom

Jonföreningar

Elektroner kan inte bara kastas bort eller tas upp, utan det måste finnas både en elektrongivare och en elektrontagare. Det bildas då joner, som är atomer som är laddade. Normalt bildar metaller positiva joner och grundämnen till höger i det periodiska systemet negativa joner (undantaget ädelgaserna).

Precis som med magneter, där den postiva polen dras till den negativa polen, attraherar postiva och negativa joner varandra. De föreningar som bildas kallas salter. De ingående jonerna arrangerar sig i ett regelbundet gitter och kan i princip bilda hur stora kristaller som helst. I fast form leder de inte ström eftersom jonerna är låsta i kristall-strukturen, men i smält form och upplösta i vatten är de goda ledare.

Kovalent bindning

Vid kovalent bindning delar två atomer ett eller flera elektronpar. Detta bildar små enheter och inte de stora kristaller som förekommer hos jonföreningar. Man kallar dessa för molekylföreningar. Det är alltid icke-metaller som bildar molekyl-föreningar med kovalent bindning eftersom de inte klarar av att ta elektroner från någon annan icke-metall. För att få fullt yttre elektronskal kan det behövas att de delar på ett, två eller tre elektronpar.

Väteatomen har en elektron, men vill ha ytterligare en för att K-skalet skall bli fullt. Två väteatomer går då samman och delas på elektronerna. Det går inte att säga var dessa elektroner befinner sig vid ett visst tillfälle, utan de båda väteatomerna har ett gemensamt elektronmoln som omger dem.

Rita bindningar

Man kan rita bindningar på olika sätt beroende på vad man vill visa. Det tydligaste sättet är att rita ut alla valenselektroner där man även visar från vilken av atomerna som de olika elektronerna kommer från. Detta kallas elektronformel. Streckformeln visar bara vad det är för typ av bindning med hjälp av streck – enkelbindning, dubbelbindning eller trippelbindning.

Klor har sju valenselektroner och vill därför bara ha en till för att få fullt yttre skal. Två kloratomer kan därför dela på ett elektronpar och bilda klorgas. Syre har sex valenselektroner och två syreatomer måste därför dela på två elektronpar för att bilda syrgas. I kvävgas delar de två kväveatomerna på tre elektronpar eftersom kväve bara har fem valenselektroner.

Kol är speciellt

Kol är mycket speciellt. De fyra valenselektronerna gör att att kolatomen kan binda fyra andra atomer. Dessa kan vara atomer som behöver en ytterligare elektron, inklusive andra kolatomer. Nedan visas några exempel. I Kemi 2 är detta ett helt kapitel (Organisk kemi).

Metallbindning

Metaller har en mycket speciell form av kovalent bindning.  I metallbiten rör sig valenselektronerna nästan fritt, vilket innebär att alla de ingående metallatomerna delar på alla valenselektronerna. Man kan därför se metallen som en samling positiva joner med ett gemensamt moln av valenslektroner. Atomkärnorna ordnas i ett regelbundet mönster som gör att metallen är formbar. Så fort man blandar i någon annan metall (legerar) ändras egenskaperna eftersom det nu inte råder en lika ordnad struktur för atomkärnorna – legeringen blir hårdare.

Vanliga legeringar är:
Stål – Fe och till exempel C, Ni, Cr, V, Mo  beroende på önskad egenskap
Mässing – 65 % Cu och 35 % Zn, prydnadsföremål
Brons – cirka 80 % Cu och 20 % Sn, vanlig i statyer

Jämförelse mellan jonföreningar och molekylföreningar

Denna sammanfattning visar de viktigaste skillnaderna mellan jonföreningar och molekylföreningar.

Polära bindningar

Beroende på hur atomerna ser ut, främst antal valenselektroner och antal skal, är de  olika bra på att dra åt sig elektroner.  Bäst är fluor (hög siffra), sämst är alkalimetallerna – de lämnar ju hellre ifrån sig en elektron. En variant av denna tabell har du i din formelsamling. När du tittar på värdena inser du att  jonföreningar har stor skillnad i elektronegativitet, molekylföreningar liten eller ingen skillnad.

Tabellen nedan visar skillnader i elektronegativitet mellan olika typer av bindningar. Gränserna är inte exakta, utan de är endast angivna för vägledning. Jonföreningar har stor skillnad mellan metallen och icke-metallen. I molekylföreningar är det liten skillnad eller ingen alls, såsom blir fallet när det är två atomer av samma grundämne som slår sig ihop. Det knepiga blir för ämnen som befinner sig mellan dessa båda ytterligheter.  Dessa molekylföreningar är elektriskt neutrala utåt, men elektrontätheten är ofta större på en sida. Detta kallas polär kovalent bindning och molekylföreningen kallas dipol.

Intramolekylära bindningar hos molekylföreningar

En jonförening hålls samman av attraktionskrafterna mellan de positiva och de negativa jonerna.  Detta är starka krafter, så de flesta jonföreningar är fasta vid rumstemperatur.  Molekylföreningar är begränsade enheter, där atomerna i molekylen hålls samman av starka krafter, men mellan molekylerna är krafterna betydligt svagare.  Därför är många molekylföreningar gaser vid rumstemperatur.

Dipoler

De negativa och positiva ändarna hos dipoler attraherar varandra och gör att även molekylföreningar kan vara fasta ämnen vid rumstemperatur. Värdena i tabellen ovan är riktvärden. För att avgöra om en molekylförening är dipol eller inte, skall du först titta på skillnaderna i elektronegativitet, men det är också viktigt att ta reda på molekylens form –  är molekylen symmetrisk är den inte en dipol, är den vinklad eller osymmetrisk är den en dipol.

Det bästa sättet att ta reda på om en molekyl är dipol eller inte är att rita ut elektronformeln. Ser du då att fördelningen av elektroner är ojämn är molekylen en dipol. Ammoniak, bilden till vänster, visar tydligt att kring väteatomerna finns det få elektroner så det är vätets protoner som påverkar omgivningen mest. Man kallar denna sida för δ+ (delta plus). På den andra sidan finns ett obundet elektronpar, vilket innebär att på denna sida är det elektronerna som påverkar omgivningen mest. Denna sida kallas δ- (delta minus). Koldioxid, bilder till höger, har inte denna ojämna fördelning och är därför inte en dipol.

Vätebindning

Vatten är ett bra exempel på en dipol. Dess V-struktur gör att det finns fler elektroner vid syret och färre elektroner vid de båda väteatomerna. Vatten-molekylerna kommer därför att ordna sig i ett mönster, som blir tydligare ju kallare vattnet är. Vatten är också ett specialfall av dipolbindning kallad vätebindning. Vätebindning innebär att en väteatom ligger mellan två starkt elektro-negativa atomer.  Detta kan vara syre som i vatten, men också andra atomer. Vätebindning är en av de krafter som ger struktur åt stora molekyler, till exempel proteiner.

van der Waals-bindning

Även opolära molekyler påverkar varandra.  De flesta är gasformiga vid rumstemperatur, men storleken på molekylen avgör hur hög kokpunkten är. Bilden visar hur man tänker sig hur van der Waals-krafter uppstår i vätgas-molekyler. De två elektroner som de båda vätgasatomerna delar på snurrar i ett moln kring de båda protonerna. Vid ett visst tillfälle är de båda elektronerna mer på en sida än den andra. Detta gör att den ena sida blir lite mer elektronegativ (mörk) och en andra lite elektropositiv (ljus). Detta påverkar närliggande molekyler eftersom den elektronegativa sidan stöter bort elektroner från den närmaste sidan hos de andra molekylerna. Dessa attraktionskrafter är mycket svaga jämfört med de andra vi diskuterat.

Vatten har många speciella egenskaper på grund av att molekylen är vinklad. Den elektronfattiga delen (∂+) attraherar den elektronrika delen (∂–), vilket gör att vatten är flytande vid rumstemperatur och att vatten har ytspänning.

Tabellen ovan visar att det finns attraktionskrafter mellan opolära molekyler som metan och etan, eftersom kokpunkten är högre än den absoluta nollpunkten. Den visar också att van der Waalskrafterna ökar med storleken på molekylen – ju större molekyl, desto större chans för ojämnheter. Metanol, etanol, metansyra och etansyra (ättiksyra) är dipoler och har betydligt högre kokpunkter.