Kjemiske bindinger Atomer kan bli knyttet sammen til molekyler for å oppnå lavest mulig energi. Dette skjer normalt ved at atomer danner kjemiske bindinger sammen for å få sitt ytterste skall fylt med elektroner. Dette er kjernen for hvorfor elektroner bestemmer stoffers kjemiske egenskaper. La oss demonstrere ved hjelp av eksempler
Intramolekylære bindinger Sterke bindinger Kovalent binding Et godt eksempel er hydrogen,. Dette grunnstoffet har ett elektron i sitt ytterste skall (1s 1 ). Dersom mottar ett elektron til vil skall 1 være fylt. Dette kan oppnås ved at to -atomer deler sine elektroner i en kjemisk binding * + * * Dette kalles en kovalent binding. Et annet navn er elektronparbinding. ver opplever nå å ha to valenselektroner og med det er deres ytterste skall er fullt.
Et hydrogenmolekyl er mer stabilt enn to atomer. Når den kjemiske bindingen dannes avgis det energi. For å bryte denne bindingen må samme mengde energi tilføres. Denne energien kalles bindingsenergi. * * Energi * Reaksjonskoordinat
Flere eksempler: Fluor har 7 valenselektroner. Når to fluoratomer låner hverandre ett elektron i en kjemisk binding vil begge få oppfylt oktettregelen. Elektronprikk struktur * ** *** F * + * ** F * ** ** * F * F * ** ** ** Disse elektronene kalles bindingselektroner Når to elektroner er i en kjemisk binding kaller vi det for en enkeltbinding En enkeltbinding kan også representeres som en strek F F
Oksygen har 6 valenselektroner. Når to oksygenatomer låner hverandre to elektroner i en kjemisk binding vil begge få oppfylt oktettregelen. * ** *** O ** + O * ** ** O ** * * * * ** O ** I dette tilfellet er det fire bindingselektroner. Disse utgjør en dobbeltbinding som kan fremstilles slik. O = O
Nitrogen har 5 valenselektroner. Når to nitrogenatomer låner hverandre tre elektroner i en kjemisk binding vil begge få oppfylt oktettregelen. * * * + * * *** * *** N N N N ** I dette tilfellet er det seks bindingselektroner. Disse utgjør en trippelbinding som kan fremstilles slik. N N
Enkeltbinding Dobbelbinding TrippelbindingN N F F O = O Trippelbindinger er sterkest fulgt av dobbeltbindinger deretter enkeltbindinger
Kovalente krystaller S S S S S S S S Svovel Diamant C 60 buckyball
Metallbinding Noen grunnstoffer har få valenselektroner og må dermed dele med mange andre atomer for å oppfylle oktettregelen. F.eks. må 8 Li-atomer være samlet for å oppfylle oktettregelen Li: 1s 2 2s 1 Det er ikke plass nok for en slik organisering. I stedet ligger atomene pakket tett og regelmessig i et krystall mens valenselektronene kan bevege seg fritt rundt i krystallet i en elektronsky. Dette kalles metallbinding
Kovalent Kovalente krystaller Metaller Dette gjelder for bindinger mellom like atomer
Grunnstoffer kan også få oppfylt oktettregelen i bindinger når atomene er fra forskjellige grunnstoffer Et eksempel er hydrogenklorid, Cl: Cl
Ett elektron fra hydrogen og ett elektron fra klor deles i en kjemisk binding. Dette gjør at både hydrogen og klor har oppfylt oktettregelen. Cl Oksygen kan også kombinere med hydrogen for å oppfylle oktettregelen. er kreves det at to hydrogen atomer kombinerer med ett oksygen atom
Samme prinsipp benyttes for mer avanserte molekyler
Kjemiske forbindelsene kan også skrives som strukturformler hvor hvert atom bidrar med ett elektron i en kjemisk binding representert som en strek Cl O N S C C O C O
Elektronegativitet, trangen til elektroner Noen atomer har større elektrontekke enn andre, de ønsker sterkere å ha elektroner rundt seg andre. Dette fenomenet kalles elektronegativitet og medfører store konsekvenser for kjemiske bindinger. Fluor er mest elektronegativ (med definert verdi 4.0). Avtagende verdi Avtagende verdi
La oss igjen se på hydrogenklorid: Cl Klor er mer elektronegativ (3.0) enn hydrogen (2.1). Det betyr at bindingselektronene i hydrogenkloridmolekylet vil være mer hos klor enn hos hydrogen. e - Cl får en liten positiv overskuddsladning og Cl en negativ. Det blir en pluss- og en minuspol i molekylet som kalles en dipol. + - Cl En slik kjemisk binding kalles polar kovalent binding
Dersom forskjellen i elektronegativitet blir større enn 2.0 vil det elektronegative atomet fullstendig ta over bindingselektronene. Vi får et ionepar som holdes sammen av en ionebinding. Et eksempel er natriumklorid (koksalt). Na har elektronegativitetsverdi på 0.9 og Cl på 3.0. Forskjellen er 2.1.
Det dannes et utstrakt nettverk der ionene er i et ionegitter. Stoffer som danner ionegitter kalles salter
Tommelfingerregler: Når elektronegativitetforskjellen er mindre enn 0.5 er bindingen kovalent. Når elektronegativitetforskjellen er mellom 0.5 og 1.6 er bindingen polar kovalent. Når elektronegativitetforskjellen er større enn 2.0 er bindingen ionisk. Når elektronegativitetforskjellen er mellom 1.6 og 2.0 og et metall er involvert er binding ionisk. Dersom bare ikke-metaller er involvert er bindingen polar kovalent.
Klassifisering av bindinger ved forskjell i elektronegativitet Forskjell Bindingstype 0 Kovalent 2 Ionisk 0 < og <2 Polarkovalent Økt forskjell i elektronegativitet Kovalent deler e - Polarkovalent delvis overføring av e - Ionisk overføring av e - KJM100
Intermolekylære bindinger Svake bindinger Vi har sett at det virker krefter mellom atomer slik at molekyler dannes. Disse kreftene er relativt sterke. F.eks. kreves det 920 kj med energi for å bryte 18 gram -O- (vann) til hydrogenatomer og oksygenatomer. O + O + Det virker også krefter mellom molekyler, krefter som holder molekyler sammen i f.eks. væsker og faste stoffer. Disse er svake. For å fordampe 18 gram vann (gjøre om væske til gass), kreves det 41 kj med energi. δ - δ - δ + O 2 O δ + δ + væske δ + gass
Krefter mellom molekyler kalles intermolekylære bindinger (også kalt van der Waals interaksjoner). Disse kreftene kategoriseres som svake krefter. De viktigste interaksjonene er (i avtakende styrke): Elektrostatisk-elektrostatisk ydrogenbinding Dipol-dipol Dispersjon Blandinger kan også forekomme, f.eks. elektrostatisk-dipol, elektrostatisk-dispersjon, dipol-dispersjon etc Selv om disse bindingene er svake er de meget viktige. Alt levende liv er avhengige av slike interaksjoner.
Elektrostatisk-elektrostatisk interaksjoner Enzymet kitinase, krystallstruktur Allosamidin, en inhibitor av kitinase og et naturlig fungicid Binding av allosamidin til kitinase Elektrostatisk-elektrostatisk Legg merke til at dette er svært forskjellig fra et ionegitter
Elektrostatisk-dipol interaksjoner Interaksjoner mellom ioner og dipoler. Elektrostatisk-dipol
Disse dannes når hydrogen er bundet til elektronegative atomer som F, O, Cl, eller N og hydrogenet binder til et annet F, O, Cl, eller N + + O - ydrogenbindinger + - O O + + + - O + - + - O + + Disse bindingene som holder vannmolekylene sammen er svakere (42 kj for 18 g vann) enn de polar kovalente bindingene (920 kj for 18 g vann).
ydrogenbindinger ydrogenbinding ydrogenbinding ydrogenbinding
ydrogenbindinger DNA holdes sammen av hydrogenbindinger CG bindes sammen av tre hydrogenbindinger AT bindes sammen av to hydrogenbindinger
Dipol - dipolbindinger ydrogenbindinger er et spesialtilfelle av dipol - dipolbindinger. Alle typer dipoler danner dipol - dipolbindinger. Disse er svakere enn hydrogenbindinger. + - I + - I + - + - + - Gunstig ordning av dipol-molekyler + - + - + - + - + -
Dispersjonskrefter Tiltrekkende krefter som kommer fra midlertidige induserte dipoler i atomer eller molekyler ion-indusert dipol interaksjon dipol- indusert dipol interaksjon indusert dipol interaksjonindusert dipol interaksjon
Indusert dipol-indusert dipol Elektroner beveger seg i et molekyl slik at det i korte øyeblikk er usymmetrisk ladningsfordelig. Vi får induserte dipoler F F Br Br Molekyler med mange elektroner får større induserte dipoler enn med få elektroner. Br 2 er en væske mens F 2 er en gass pga induserte dipoler
C C C C C C C C C C C C eksan, dette er en væske ved rom temperatur. eksan har flere elektroner enn butan og dermed flere induserte dipoler Butan er en gass (gassbrennere) C C C C C C C C
Elektrostatisk-indusert dipol Benzen binder Mg 2+ via elektrostatiskindusert dipol interaksjon Mg 2+ + - - +
Dipol-indusert dipol C 3 C 2 C 2 C 2 C 2 C 3 - Cl O - Cl C 3 C 2 C 2 Cl O Cl - - C 2 C2 C 3 Solvatisering av dioksin, en miljøgift