Kemi A/Kemisk bindning

Kemisk bindning

Ämnenas egenskaper beror inte bara på vilka atomer som ingår i ämnet. Även deras kemiska bindning, dvs de krafter som gör att atomerna hålls samman, kan göra att även ämnen som består av likadana atomer kan få fullständigt olika egenskaper. Kol föreställer man sig t.ex. som ett svart och sotigt ämne, men även diamanter består uteslutande av kolatomer. Det är t.o.m. så att en diamant är en enda stor kolmolekyl.

Det finns tre huvudtyper av kemiska bindningar som binder atomerna samman: jonbindning, kovalent bindning och metallbindning. Många egenskaper hos ett ämne med en viss typ av kemisk bindning är alltså karaktäristiska även för andra ämnen som har samma typ av bindning trots att de är uppbyggda av olika atomslag. Men som vi ska se finns också krafter som verkar mellan de kemiska bindningarna och påverkar deras egenskaper.

Vätebindning är den starkaste intermolekylära bindningen. Den binder mellan molekyler som har en eller flera väteatomer till flour-, syre- eller kväveatomer.

Ämnen med vätebindning har mycket högre smält- och kokpunkt än de andra bindningarnas ämnen. Detta beror på den starka bindningen mellan molekylerna i fast och flytande väteflourid, vatten och ammoniak. Vätebindningarna är starkt dipol-dipolbundna.

Varför de blir starkt dipol-dipolbundna beror på att atomerna (fluor, syre och kväve, som väte binder till) är mycket elektronegativa och vätet svagt elektronegativt. Fluor, syre och kväve är de mest elektronegativa grundämnena av alla. Eftersom väteatomen bara har ett enda elektronskal kommer väteatomens positiva kärna mycket nära de bindande elektronerna.

Hur ser bindningarna ut? Väteatomen binds med två starkt elektronegativa atomer kallade protondonatorn (X) och protonacceptatorn (Y). Protondonatorn och protonacceptatorn kan vara identiska som i vatten, men även oidentiska. Elektronerna förskjuts mot den starkt elektronegativa atomen i X-H bindningen (H är beteckningen för väte). Det gör att X-H bindningen attraheras av elektronerna kring Y och en vätebindning uppstår.

Jonbindning

När metaller reagerar med ickemetaller kan stabila kemiska föreningar bildas genom jonbindning, föreningarna kallas då jonföreningar.

Exempel

Natrium reagerar med klor:

Klorgas, Cl₂, och natriummetall, Na, är två instabila grundämnen som har lätt att reagera med varandra.
Eftersom natrium vill bli av med sin valenselektron och klor gärna fyller sitt yttersta skal med en elektron reagerar ämnena med varandra. Vid reaktionen utvecklas värme och ett gult sken. Detta betyder att det nya ämne som bildas i reaktionen innehåller mindre energi än de ursprungliga ämnena gjorde var för sig. Det nya ämnet är alltså mer stabilt.
Under reaktionen avger natriumatomerna elektroner till kloratomerna. En elektronövergång har skett och två joner bildats: Positivt laddade natriumjoner, Na⁺, och negativt laddade kloridjoner, Cl^-.
Natrium- och klorjonernas olika laddningar gör att de dras till varandra och tillsammans bildar jonföreningen natriumklorid, NaCl, som alltså är ett mycket stabilt ämne.
De negativt laddade klorjonerna och de positivt laddade natriumjonerna dras till varandra eftersom de har motsatt laddning. Jonföreningarna börjar bilda regelbundna mönster där jonernas yttersta elektronskal tangerar varandra.
Natriumklorid uppnår sitt mest stabila tillstånd då jonerna bildar en kristall med kubisk struktur. Varje positivt laddad jon är då omgiven av uteslutande negativt laddade joner och tvärtom. Ett enda korn med natriumklorid, dvs vanligt bordssalt, är uppbyggt med 10²⁰ partiklar.

Elektronövergången eller jonbindningen kan beskrivas på flera olika sätt:

I tabellform:

protoner	K	L	M
11p⁺	2e^-	8e^-	1e^-

Natriumatom

+

protoner	K	L	M
17p⁺	2e^-	8e^-	7e^-

Kloratom

$\rightarrow$

protoner	K	L	M
11p⁺	2e^-	8e^-	0

Natriumjon

+

protoner	K	L	M
17p⁺	2e^-	8e^-	8e^-

Kloridjon

Som elektronformel:

	$\cdot$	$\cdot$
$\cdot$	Na		$\cdot$
$\cdot$	Na		$\cdot$
	$\cdot$	$\cdot$
$\times$

+

	$\cdot$	$\cdot$
$\cdot$	Cl		$\cdot$
$\cdot$	Cl		$\cdot$
	$\cdot$

$\rightarrow$

	$\cdot$	$\cdot$
$\cdot$	Na		$\cdot$
$\cdot$	Na		$\cdot$
	$\cdot$	$\cdot$

+

	$\cdot$	$\cdot$
$\cdot$	Cl		$\cdot$
$\cdot$	Cl		$\cdot$
	$\cdot$	$\times$

Om man utelämnar valenselektronerna:

Na + Cl

\rightarrow

Na⁺ + Cl^-

Emellertid existerar inte fria kloratomer i naturen utan klor uppträder vanligen parvis i form av molekyler. Denna formel brukar därför skrivas:

2 Na + Cl₂

\rightarrow

2Na⁺Cl^-

I fast tillstånd bildar alltså jonföreningar kristaller ofta kallade salter. En kristall är alltså en fast, tredimensionell struktur uppbyggd av joner som hålls samman genom jonbindning. Jonbindningen i dessa kristaller är mycket stark och det krävs mycket energi för att bryta upp en kristall. T.ex. är många mineraler jonföreningar och det är den starka jonbindningen i dem som gjort att dessa mineraler har kunnat bevaras under så långa perioder.

Styrkan i jonbindningarna gör bl.a. att jonföreningar inte leder ström i fast tillstånd eftersom jonerna hålls stadigt på plats i kristallstrukturen. Om man däremot löser upp saltet i t.ex. vatten kan jonerna röra sig fritt i lösningen. Lösningen leder således ström. Detta är typiskt för alla jonföreningar: De leder ström i smält och i upplöst form men inte i fast form.

Oktettregeln

Oktettregeln
Bild: Förenklad bild av periodiska systemet som visar hur valenselektroner hos grundämnen i huvudgrupperna och de vanligaste jonerna relaterar sig till ädelgaserna.

Orsaken till att atomer omvandlas till joner är deras strävan att efterlikna de mycket stabila ädelgaserna. Ädelgaserna har fullt med elektroner i sina yttersta elektronskal och det är detta som alla andra grundämnen eftersträvar. De grundämnen som har fler tomma platser än elektroner i sitt yttersta skal försöker därför avge elektronerna för att tömma skalet. De grundämnen som tvärtom har fler elektroner än tomma platser försöker istället uppta elektroner för att fylla sitt yttersta skal.

Om man med detta i bakhuvudet tittar på det periodiska systemet, ser man att alla grundämnen försöker ta den kortaste vägen till ädelgasgruppen. Generellt gäller alltså att metallerna, som finns till vänster i tabellen, försöker göra sig av med elektroner och bildar alltså positivt laddade joner. Ickemetaller, som ju finns till höger i tabellen, försöker fånga upp elektroner och bildar därför negativt laddade joner. Detta att alla grundämnen försöker likna ädelgaserna kallas för oktettregeln eftersom ädelgaserna har åtta elektroner i sitt ytterskal (octo är latin och betyder åtta). Grundämnena i den första gruppen "Alkalimetallerna" har alla en valenselektron. Dessa reagerar därmed häftigt med näst sista gruppen "Halogenerna", som alla har sju valenselektroner. Vid en reaktion mellan en alkalimetall och en halogen förskjuts alkalimetallens valenselektron till halogenens varvid båda får ädelgasstruktur. (Sundellfenomenet)

Atomjonernas storlek

När atomer bildar positivt laddade joner tömmer de sitt yttersta skal på elektroner vilket gör att deras storlek minskar. När negativt laddade joner bildas ökar istället atomernas radie.

Några vanliga joner
Positiva joner		Negativa joner
H⁺	Vätejon	H^-	Hydridjon
Li⁺	Litiumjon	N^3-	Nitridjon
Na⁺	Natriumjon	O^2-	Oxidjon
K⁺	Kaliumjon	$O_{2}^{2-}$	Peroxidjon
Mg²⁺	Magnesiumjon	S^2-	Sulfidjon
Ca²⁺	Kalciumjon	F^-	Fluoridjon
Ba²⁺	Bariumjon	Cl^-	Kloridjon
Al³⁺	Aluminiumjon	Br^-	Bromidjon
Cu²⁺	Kopparjon	I^-	Jodidjon
Fe²⁺	Järnjon
Fe³⁺	Järnjon
Ag⁺	Silverjon

Kovalent bindning

Metaller som reagerar med ickemetaller bildar alltså gärna jonföreningar. När två ickemetaller reagerar med varandra, t.ex. syre och väte som ju bildar vattenmolekyler tillsammans, uppstår en annan sorts bindning. Den kallas för kovalent bindning (ko-, samma; valent, värde; alltså "samma värde") eller elektronparbindning. Atomer som binds samman genom en sådan kovalent bindning bildar en molekyl. En molekyl består alltid av minst två atomer av olika eller likadana atomer.

Avgränsade molekyler

Bild: Två väteatomer med elektronmoln binds till varandra och bildar en vätemolekyl med icke-sfäriskt elektronmoln + energiutveckling

Två väteatomer förenas till en vätemolekyl.

ÜÇ

En väteatom består ju av en proton och en elektron. När två väteatomer närmar sig varandra förenas deras elektronmoln till ett enda som omsluter båda atomkärnorna. Elektronmolnen binder samman atomerna till en enda partikel, en vätemolekyl. De två väteatomerna delar alltså på sina två gemensamma elektroner vilket gör att deras yttersta elektronskal får samma antal elektroner som ädelgasen helium. Föreningen mellan två väteatomer blir alltså mer stabil än de två väteatomerna var för sig. Denna stabilitet gör att den kovalenta bindningen innehåller mindre energi än de två separata väteatomerna. När två väteatomer förenas avges alltså energi.

Elektronmolnet kring vätemolekylen omsluter fortfarande varje väteatom var för sig. En konsekvens av detta är att elektronmolnet är allra tätast mellan atomkärnorna, dvs sannolikheten att hitta en elektron är störst mellan de två atomkärnorna. Den starka negativa kraft som så uppstår mellan atomkärnorna gör att bindningen mellan atomerna stärks och den kovalenta bindningen är verkligen mycket stark: För att befria 1% av väteatomerna i ett grundämne av vätemolekyler krävs en upphettning till 2 000 ^oC. Balansen mellan de positivt laddade protonerna i atomkärnorna och elektronerna gör däremot att bindningen mellan vätemolekylerna inte blir särskilt stark. Kovalenta bindningar bildar alltså inte kristaller på samma sätt som jonbindningar (molekyler kan dock bilda kristaller, se nedan) och de har mycket lägre kok- och smältpunkt än salter (jonbindningar).

En kovalent bindning innebär alltså att två atomer delar på två elektroner för att komplettera sitt yttersta elektronskal. Dessa två elektroner kallas för ett bindande elektronpar vilket kan skrivas:


	H		$\cdot$

+


	H
$\cdot$

=


H	$\cdot$	H
	$\cdot$

+

energi

Man får akta sig så att man inte blandar ihop jonbindning med kovalent bindning. När en kovalent bindning uppstår delar atomerna på två elektroner men inga elektroner tillförs eller tas bort från någon atom. I en jonbindning är inga elektroner gemensamma för de två atomerna men atomerna binds till varandra genom sina motsatta laddningar. I en kovalent bindning är elektronmolnet gemensamt för båda atomerna, i en jonbindning tangerar bara de två separata elektronmolnen varandra.

Exempvis kan grundämnet klor, som ju saknar en elektron, bilda molekyler genom att tvåkloratomer binds parvis till varandra genom en kovalentbindning så här:

	$\cdot$	$\cdot$
$\cdot$	Cl		$\cdot$
$\cdot$	Cl
	$\cdot$	$\cdot$

+

	$\cdot$	$\cdot$
	Cl		$\cdot$
$\cdot$	Cl		$\cdot$
	$\cdot$	$\cdot$

=

	$\cdot$	$\cdot$		$\cdot$	$\cdot$
$\cdot$	Cl		$\cdot$	Cl		$\cdot$
$\cdot$	Cl		$\cdot$	Cl		$\cdot$
	$\cdot$	$\cdot$		$\cdot$	$\cdot$

+

energi

På samma vis kan fluor, brom, jod, syre och kväve bilda molekyler parvis. Andra grundämnen bildar molekyler med fler än två atomer. Fosformolekyler t.ex. kan bestå av fyra atomer, P₄ och svavelmolekyler av åtta atomer, S₈.

Jättemolekyler

Bild: Diamantstruktur

Bild: Grafitstruktur

Kol finns i det periodiska systemets grupp 14 och saknar alltså fyra elektroner för att få ett ädelgasskal. Genom att dela elektroner med flera andra kolatomer kan kol fylla sitt yttersta skal med elektroner. Beroende på hur många andra kolatomer som varje kolatom binds till får ämnet som bildas helt olika egenskaper

Diamant består av kolatomer som bildar nästan oändliga, tredimensionella kristallstrukturer där varje kolatom bundits till fyra andra kolatomer. På så vis bildar fem kolatomer en tetraederstruktur. Varje kolatom i diamant utgör en del av fem sådan tetraederstrukturer. Varje bindning i strukturen är en kovalent bindning och strukturen är en enda stor, mycket stabil jättemolekyl - Diamant är det hårdaste ämne man känner till. I diamant har alla elektroner bundits till två kolatomer och diamant leder därför inte elektricitet.

Grafit består också av strukturer av uteslutande kolatomer. Men i grafit binds varje kolatom till endast tre andra kolatomer genom kovalenta bindningar. Tillsammans bildar alltså fyra kolatomer trianglar som i sin tur bildar regelbundna sexhörningar. I grafit bildas alltså tvådimensionella plan som hålls samman med kolvalenta bindningar. Dessa plan är också mycket stabila. Eftersom varje kolatom på detta vis får en elektron över, uppstår kring varje plant skickt ett gemensamt elektronmoln. Elektroner kan alltså röra sig fritt kring dessa plan varför grafit leder elektricitet mycket bra. De fria elektronerna fungerar som svagt bindande krafter mellan planen varför grafit, till skillnad från diamant, är lätt att dela.

Blyerts innehåller grafit och när vi skriver med en blyertspenna klyver vi grafiten mellan kristallskikten. Man kan också förstärka plast med grafit och få s.k. kolfiberarmerad plast.

Kovalenta bindningar hos kemiska föreningar

Hittills har vi bara tittat på hur atomer av samma slag bildat kemiska föreningar genom kovalenta bindningar, men även olika atomer kan bilda molekyler på detta vis. Vi ger här några exempel:

Bild: Väteklorid som strukturformel, kalottmodell och modell med pinnar och bollar.

Väteklorid, HCl

Väteklorid uppstår när vätemolekyler får reagera med klormolekyler. Vid reaktionen frigörs energi av vilket vi förstår att väteklorid är en stabilare förening än både väte- och klormolekyler.


	H		$\cdot$

+

	$\cdot$	$\cdot$
$\cdot$	Cl		$\cdot$
$\cdot$	Cl		$\cdot$
	$\cdot$	$\cdot$

=

		$\cdot$	$\cdot$
H	$\cdot$	Cl		$\cdot$
H	$\cdot$	Cl		$\cdot$
		$\cdot$	$\cdot$

+

energi

Bild: Metan som strukturformel, kalottmodell och modell med pinnar och bollar.

Metan, CH₄

...

	$\cdot$
$\cdot$	C	$\cdot$

	$\cdot$

+


	4H		$\cdot$

=

		H

		$\cdot$	$\cdot$
H	$\cdot$	C		$\cdot$	H
	$\cdot$			$\cdot$
		$\cdot$	$\cdot$
		H

Bild: Ammoniak som strukturformel, kalottmodell och modell med pinnar och bollar.

Ammoniak, NH₃

...

	$\cdot$
$\cdot$	N	$\cdot$
$\cdot$
	$\cdot$

+


	3H		$\cdot$

=

		H

		$\cdot$	$\cdot$
H	$\cdot$	N		$\cdot$	H
	$\cdot$			$\cdot$
		$\cdot$	$\cdot$

Bild: Vatten som strukturformel, kalottmodell och modell med pinnar och bollar.

Vatten, H₂O

...

	$\cdot$	$\cdot$
$\cdot$	O		$\cdot$
$\cdot$	O		$\cdot$
	$\cdot$

+


	2H		$\cdot$

=

		$\cdot$	$\cdot$
H	$\cdot$	O		$\cdot$
	$\cdot$			$\cdot$
		$\cdot$	$\cdot$
		H

Elektronegativitet

Tabell: Elektronegativitetsvärden för grundämnena i huvudgrupperna.

Elektronegativitet är ett mått på grundämnenas förmåga att attrahera elektroner. I Paulings skala (efter kemisten Linus Pauling som först tilldelade varje grundämne ett eltronegativitetsvärde) kan man se hur benägna grundämnena är att dra till sig elektroner.

Alkalimetallerna i grupp 1 vill ju helst göra sig av med en valenselektron och de kallas därför för elektropositiva. Halogenerna i grupp 17 vill tvärtom gärna ta upp en elektron och halogenerna är alltså den mest elektronegativa gruppen. I varje grupp avtar dock elektronegativiteten nedåt i gruppen.

När två grundämnen med olikartad elektronegativitet binds till varandra får bindningen därför karaktären av jonbindning. När två grundämnen med liten skillnad i elektronegativitet binds till varandra får bindningen istället karaktären av kovalent bindning. Om skillnaden är mer än 2,1 är det en jonbindning och om skillnaden är mindre än 1,7 är det en polär kovalent bindning. När skillnaden i elektronegativitet ligger mellan 1,7 och 2,1 är det osäkert om bindningen är övervägande kovalent eller har jonkaraktär. Om skillnaden däremot är 0 kallas det för ren kovalent bindning. En ren kovalent bindning är alltså en bindning mellan två likadana atomer.

Dipoler

När atomer av samma slag bildar en molekyl genom kovalent bindning delar de elektronerna lika eftersom deras elektronegativitetsvärde är lika. När atomer av olika slag bildar en molekyl kan elektronerna i elektronmolnet attraheras mer av den ena atomkärnan än den andra. Detta gör att molekylen får en ojämnt fördelad laddning även om den totalt sett är oladdad. Den kovalenta bindningen mellan sådana atomer kallas för polär kovalent bindning. Molekylerna, som t.ex. väteklorid, kallas dipoler.

När molekylerna består av fler än två atomer av olika slag avgör deras geometriska form om de blir dipoler eller inte. Koldioxidmolekylen (se bild nedan) består av en centralt placerad, positivt laddad kolatom som omges av två negativt laddade syreatomer. Den positivt laddade atomen finns alltså i mitten. Eftersom koldioxidmolekylen är rak hamnar medelvärdet för de två negativt laddade partiklarna i exakt samma punkt som den positiva laddningen. Detta gör att laddningarnas polaritet upphäver varandra. Koldioxid är alltså inte någon dipol.

Vattenmolekylen består av en centralt placerad, negativt laddad syreatom flankerad av två positivt laddade väteatomer. Här bildar dock väteatomerna en vinklad molekyl och deras positiva laddningar sammanfaller därför inte med syreatomens negativa laddning. Detta gör vattenmolekylen till en dipol. Vattnets ytspänning kommer sig av detta. Vattenmolekylernas osymetriska laddningsfördelning gör att de binds i ihop genom de svaga krafterna dem.

Dubbel- och trippelbindningar

I vissa molekyler är atomerna bundna till varandra inte bara genom ett gemensamt elektronpar utan två och t.o.m. tre elektronpar. Dessa bindningar kallas för dubbelbindingar resp. trippelbindningar. Precis som hos enkla kovalenta bindningar, s.k. enkelbindningar, eftersträvar elektronmolen att komma så långt ifrån varandra som möjligt vilket ger även dessa molekyler sin geometriska form.

Bild: Koldioxid som strukturformel, kalottmodell och modell med pinnar och bollar.

Koldioxid, CO₂

...

Bild: Acetylen som strukturformel, kalottmodell och modell med pinnar och bollar.

Acetylen, C₂H₂ (kallas även för etyn)

...

		$\cdot$
2	$\cdot$	C	$\cdot$

		$\cdot$

+


	2H		$\cdot$

=

H

\cdot

C

\vdots \vdots

C

\cdot

H

\cdot

\cdot

Metallbindning

Bild: Jonkristall

Bild: Metallkristall

Metallerna är ju benägna att avge elektroner. När de reagerar med varandra bildar de därför metallkristaller som består av positivt laddade joner. De elektroner som inte tillhör någon av metallatomerna bildar ett gemensamt elektronmoln för hela metallkristallen. De vandrar fritt mellan alla de positivt laddade atomerna och binder alltså alla metalljoner till varandra lika mycket. Denna typ av bindning är typisk för metallerna och kallas därför metallbindning.

Metallbindningen har två konsekvenser som beror på elektronernas fria rörlighet. Den gör dels att metaller leder ström bra, elektroner kan ju vandra fritt genom kristallen. Den gör också att kristallens delar kan förskjutas gentemot varandra utan att, som i jonkristallen, lika laddningar repellerar varandra. En metall kan därför smidas och valsas utan att metallen spricker.