1. No category

Lektionssammanfattning Kemisk bindning
Både i grundämnen och kemiska föreningar måste det finnas krafter som håller
ihop atomerna på något sätt. Hur skulle vi annars kunna bygga hus och broar?
Hur skulle vi kunna åka skridskor på vintern eller åka vattenskidor på sommaren.
Vi ska nu reda ut vad dessa olika bindningar heter, hur de fungerar och vilka
skillnader det är mellan de.
Om vi först titta på grundämnen och då speciellt på metaller, så har metaller
en väldigt egen typ av bindning. Bindningstypen kallas metallbindning, vilket är
lätt att komma ihåg. Den fungerar så att metallatomerna inte håller reda på sina
”privata” valenselektroner, utan använder de gemensamt. Man kan alltså
föreställa sig metallatomerna som positiva kroppar och mellan dessa ”flyter”
deras valenselektronerna som ett slags negativt klister. Du ser i följande tre
illustrationer hur man skulle kunna föreställa sig metallbindningen. Det spelar
ingen roll om det är en ren metall, eller om det är en legering, bindningarna ser i
princip likadana ut.
Den andra typen av bindningar kallas jonbindning och den finner vi, precis
som namnet säger mellan joner i så kallade jonföreningar.
Man kan enkelt säga, om en metall bildar en kemisk förening med ett annat
grundämne eller flera andra grundämnen få bildas alltid jonbindning mellan
metalljonen och resten av föreningen.
Om nämligen en metall reagerar i en kemisk reaktion, så avger den alltid en, eller
flera elektroner och bildar då en positiv laddat jon. Vi har sett det tidigare när vi
pratade om de olika huvudgrupperna.
T ex
Na
→
Na+ + 1e-
Mg
→
Mg2+ + 2e-
Al
→
Al3+ + 3e-
Pb
→
Pb4+ + 4e-
De negativa jonerna som sådana metalljoner sitter bundna till kan antingen vara
så kallade negativa atomjoner (alltid ickemetaller), eller sammansatta negativa
molekyljoner, även de, (för det mesta), bestående av olika ickemetaller.
Negativa atomjoner
Sammansatta negativa molekyljoner
N3-, O2-, S2-, F-, Br-
CO32-, NO3-, HPO42-, SCN-
Då man skriver en kemisk formel för en jonförening, ska alltid antalet positiva
laddningar och antalet negativa laddningar vara lika stora i formeln.
T ex
Natriumsulfat innehåller natriumjon, Na+ och sulfatjon, SO42-. Eftersom
natriumjonen har laddningen 1+ och sulfatjonen har laddningen 2-, så behövs 2
natriumjoner och en sulfatjon för att kunna skriva formeln för saltet.
Alltså blir
Na2SO4
den kemiska formeln för saltet.
Apropå salt, så kallar man alla jonföreningar även för salter.
Ett exempel till om vi ska skriva den kemiska formeln för aluminiumkarbonat, så
har ju aluminiumjonen laddningen 3+, Al 3+, och karbonatjonen har laddningen 2-,
CO32-.
Då behövs alltså två aluminiumjoner och tre karbonatjoner för att laddningen i
formeln ska bli lika med noll.
Vi skriver alltså
Al2(CO3)3
Du ser här, att jag satte en parentes kring karbonatjonen, det gör jag för att hela
karbonatjonen som ska vara med tre gånger i formeln för aluminiumkarbonat.
Vi vet ju, på grund av placeringen i periodiska systemet, att alkalimetalljonerna
alltid har laddningen 1+, alkaliska jordartsmetalljonerna har alltid laddningen 2+
och aluminiumjoner alltid laddningen 3+.
Men för de övriga metallerna är det inte alls så enkelt .
Därför skriver man inte bara t ex järnjon när man menar Fe 2+ jonen utan man
skriver järn(II)jon. Det finns nämligen en järnjon till, Fe 3+ jonen eller med ord,
järn(III)jon.
Testa nu om du kan skriva de kemiska formlerna för följande salter,
(jonföreningar).
Natriumklorid, kaliumsulfid, litiumsulfit, kalciumoxid, bariumsulfat,
magnesiumfosfat, aluminiumklorid.
Järn(II)karbonat, järn(III)karbonat, krom(VI)oxid, koppar(II)fosfat, silver(I)sulfat,
tenn(IV)fosfat.
Den tredje Bindningstypen som kallas elektronparbindning, eller kovalent
bindning, är den som är typiskt inom molekyler.
Här är det huvudsakligen ickemetaller som bildar kemiska föreningar med
varandra som:
Väte och syre bildar vattenmolekyler
Kol och syre bildar koldioxidmolekyler
Väte och klor bildar vätekloridmolekyler.
En molekyl är en minsta enhet, sammansatt av två eller flera atomer. Atomerna
hålls samman av ett eller flera elektronpar beroende på hur många ensamma
elektroner varje atom har.
T ex
Två väteatomer har varsin ensamma elektron och då är det lätt för de att bilda
ett elektronpar med varandra dvs. en kovalent bindning.
Två syreatomer har två ensamma elektroner vardera, då kan de bilda två
elektronpar med varandra, dvs. två kovalenta bindningar.
Om nu väteatomer reagerar med syreatomer, kan syreatomen bilda ett
elektronpar tillsammans med den ena väteatomen och ytterligare ett elektronpar
med den andra väteatomen. Den bildade kemiska föreningen kallar vi då
vatten. Vatten är alltså en molekyl bestående av två väteatomer och en
syreatom och molekylen hålls samman av två kovalenta bindningar.
Tar vi istället en väteatom och en kloratom, så har ju vardera endast en ensam
elektron, vilket innebär att väte och klor bara kan bilda ett gemensamt
elektronpar med varandra, alltså en kovalent bindning.
Kolatomen har 4 ensamma elektroner, den kan alltså binda till totalt fyra
väteatomer, alltså finns det 4 kovalenta bindningar i en sådan molekyl. Binder
kolatomen till syreatomer istället så bildas två elektronpar mellan kolatomen och
den ena syreatomen och ytterligare två elektronpar mellan kolatomen och den
andra syreatomen.
Om vi nu tittar lite närmare på dessa 4 molekyler, så är två av de så kallade
polära molekyler, vattenmolekylen och vätekloridmolekylen. De andra 2,
metanmolekylen och koldioxidmolekylen är opolära molekyler.
På ett enkelt sätt kan man säga att opolära molekyler är fullständigt
symmetriska, medan polära molekyler ar det inte. Denna egenskap påverka
deras sätt att binda till varandra vilket vi ska reda ut lite senare.
Eftersom alla ämnen även helium kan anta det fasta tillståndet måste det även
finnas bindningar som håller ihop molekylerna och vissa atomer. Det kan
naturligtvis inte vara tal om några elektronpar eller liknande som binder samman
molekylerna, utan det måste vara svaga attraktionskrafter.
Beroende på bindningarnas styrka så har man delat in dessa bindningar i 3
grupper.

Vätebindningar

Dipol-dipol bindningar

Van der Waals bindningar
De starkaste av dessa tre bindningar är vätebindning. Det finns inte så många
olika molekyler som kan åstadkomma den typen av bindning, det krävs nämligen
vissa förutsättningar för det.
Molekylen måste antingen innehålla F-H, O-H eller N-H
Av F-H ”sorten” finns naturligtvis bara en, eftersom fluor bara kan binda till en
annan atom och den måste ju vara väte. Däremot av O-H sorten och N-H sorten
finns det betydligt fler, därför att, syret kan binda till två andra atomer och bara
en av dessa behöver vara en väteatom, och kväve kan binda till tre andra atomer
där bara en behöver vara en väteatom.
Det som är gemensamt för dessa tre ”sorter” är att de innehåller en atom som
dels har hög elektronegativitet, dvs. en atom med stark förmåga att dra till sig
elektroner, och att de allihop ”äger” ett eller fler fria elektronpar.
Exempel på kemiska föreningar som bildar vätebindningar med varandra eller
liknande föreningar är:
Vätefluorid
HF
Vatten
H2O
Alkoholer
R-OH
Karboxylsyror
R-COOH
Ammoniak
NH3
Aminer
R-NH2
Så vill du veta om en molekylförening kan bilda vätebindningar, behöver du bara
hålla utkik efter F-H, -O-H eller –N-H.
Vi hoppar över dipol-dipolbindningen så länge och tittar på van der
Waalsbindningen (vdW) istället.
vdW-bindning förekommer huvudsakligen mellan opolära atomer och opolära
molekyler.
Opolära atomer finns inte så många, det är i stort sätt bara ädelgaserna, helium,
neon, argon, krypton, xenon och radon.
Opolära molekyler däremot finns en hel del utav. Där har vi t ex
grundämnesmolekyler som H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2 och I2. I dessa molekyler sitter ju
två likadana atomer mittemot varandra, så det måste ju vara samma
elektrontäthet hos båda, alltså är de opolära.
Tittar vi däremot på molekyler som består av olika grundämnen så är det inte lika
enkelt. Atomerna måste nämligen vara ordnade på ett symmetriskt sätt för att
molekylen ska vara opolär, det gäller bland annat för metanmolekylen, CH 4 och
koldioxidmolekylen, CO2.
CH4
CO2
Som du ser av 3D modellerna är
väteatomerna i CH4 molekylen
jämnt fördelade kring kolatomen
dvs. Molekylen är fullständigt
symmetriskt. I CO2 molekylen
sitter syreatomerna mittemot
varandra med kolatomen mellan
sig. De halvgenomskinliga blåröda ”skalen” runtomkring molekylmodellerna ska föreställa molekylernas yta.
Blått symboliserar positiva områden och rött negativa områden.
Van der Waal's bindning beror på att opolära atomer (ädelgaser) och opolära
molekyler under korta ögonblick kan bli så kallade momentana dipoler. Det vill
säga en liten snedfördelning av elektroner, alltså en lite mer positiv och en lite
mer negativ sida hos atomen eller molekylen. Om nu den omgivande energin blir
tillräckligt låg, så att atomernas respektive molekylernas hastighet avtagit
avsevärt, så kan dessa atomer eller molekyler attrahera och binda till varandra
med den så kallade van der Waal's bindningen.
Det finns gratisprogram som kan hjälpa dig att rita sådana modeller. Ett av de
heter ”MarvinBeans” och kan laddas ned ifrån Chemaxon.
Om vi nu sammanfattar det vi sa om vätebindningar och van der Waals
bindningar, och vilka molekyler, respektive atomer, som kan bilda dessa
bindningar med varandra.

Alla molekyler som innehåller F-H, O-H eller N-H kan bilda vätebindningar
med varandra.

Alla molekyler och atomer som förekommer som fria opolära partiklar, kan
bilda van der Waalsbindningar med varandra.
Alla övriga molekyler, som alltså inte passar in på vätebindningstypen, eller van
der Waals typen, bildar istället dipol-dipolbindningar.
Jon-dipol-bindning
Hur kan man då förklara att ett salt t.ex. natriumklorid kan lösas upp i vatten?
Vattenmolekyler som är väldigt starka dipoler (som vi sa tidigare), kan med sin
negativa sida, det vill säga med syreatomens fria elektronpar, attackera positiva
joner i en jonkristall, t.ex. natriumjoner i en natriumkloridkristall. Med den
positiva sidan kan vattenmolekylerna istället attackera negativa joner i kristallen,
alltså kloridjonerna. Dessa attacker är så våldsamma att vattenmolekylerna
bokstavligen sliter loss positiva och negativa joner ur kristallen. Varje avlägsnad
jon omsluts då omedelbart av ett vattenmolekylshölje och jonerna har då ingen
möjlighet att binda till varandra. Saltet har alltså lösts upp.