4.4 Kovalent binding og molekylstruktur

Deling er loesningen

Ionebinding handler om aa gi og ta -- et atom overforer elektroner til et annet. Men hva skjer naar to ikke-metaller moetes? Ingen av dem vil gi fra seg elektroner. Begge vil ha flere. Loesningen? De deler.

Vann, sukkermolekyler, DNA, plast, og alle organiske forbindelser i kroppen din har en ting til felles: de holdes sammen av kovalente bindinger. Dette er den vanligste bindingstypen i naturen! Kovalent binding oppstaar naar atomer deler elektronpar med hverandre. I motsetning til ionebinding, der elektroner flyttes permanent, "eier" begge atomene det delte elektronparet sammen.

Noekkelen til aa forstaa kovalent binding er den samme drivkraften som for ionebinding: atomer vil oppnaa edelgasskonfigurasjon. Men her oppnaar de det ved aa telle de delte elektronene for begge atomene. Et delt elektronpar "tilhoerer" begge!

La oss starte med det enkleste eksempelet: hydrogenmolekylet (H2). Hvert hydrogenatom har 1 valenselektron, men trenger 2 for aa fylle K-skallet (som helium). To hydrogenatomer loeser dette ved aa dele sine elektroner. Naa "ser" hvert atom 2 elektroner rundt seg -- edelgasskonfigurasjon! Det delte elektronparet kalles et bindende elektronpar, og det holder atomene sammen fordi begge kjernene tiltrekker det samme elektronparet.

Lewis-strukturer og oktetregelen

For aa vise hvordan elektroner fordeles i et molekyl, bruker vi Lewis-strukturer. Her tegnes alle valenselektronene -- baade de som deles (bindende par) og de som ikke deles (frie elektronpar, ogsaa kalt ensomme par).

La oss se paa noen viktige molekyler. I vann (H2O) har oksygen 6 valenselektroner og hvert hydrogen har 1, til sammen 8. Oksygen deler ett elektronpar med hvert av de to hydrogenatomene -- det gir 2 bindende par. De resterende 4 elektronene paa oksygen danner 2 frie par. Totalt rundt oksygen: 2 delte par pluss 2 frie par = 8 elektroner. Oktetregelen er oppfylt!

I ammoniakk (NH3) har nitrogen 5 valenselektroner og hvert hydrogen har 1, til sammen 8. Nitrogen deler 1 elektron med hvert av 3 hydrogenatomer, noe som gir 3 bindende par. Det gjenstaar 1 fritt elektronpar paa nitrogen. Totalt rundt nitrogen: 8 elektroner.

I metan (CH4) har karbon 4 valenselektroner og hvert hydrogen har 1, til sammen 8. Karbon danner 4 bindinger -- en til hvert hydrogen -- og har ingen frie elektronpar. Karbon oppfyller oktetregelen med 8 elektroner, og hvert hydrogen har 2 (duettregelen for de minste atomene).

De frie elektronparene er ikke bare pynt i tegningene. De pavirker molekylenes form. I metan, uten frie par paa karbon, er molekylet symmetrisk med tetraederform. I vann tvinger de to frie parene paa oksygen molekylet til en vinklet form (ca. 104,5 grader). I ammoniakk gir det ene frie paret en pyramideform.

Enkelt-, dobbelt- og trippelbindinger

Atomer kan dele mer enn ett elektronpar. I en enkeltbinding deles 1 elektronpar (2 elektroner), tegnet med en strek: C-H, O-H. Atomene kan rotere fritt rundt bindingen. Eksempler er H2, H2O og CH4.

I en dobbeltbinding deles 2 elektronpar (4 elektroner), tegnet med to streker: C=O, O=O. Her er det ingen fri rotasjon, bindingen er sterkere og kortere enn en enkeltbinding. Eksempler er O2 og CO2. I karbondioksid danner karbon en dobbeltbinding med hvert oksygenatom: O=C=O. Hvert oksygen har ogsaa 2 frie elektronpar, og oktetregelen er oppfylt for alle atomene.

I en trippelbinding deles 3 elektronpar (6 elektroner), tegnet med tre streker: N-trippel-N, C-trippel-C. Dette er den sterkeste og korteste bindingstypen. Nitrogengass (N2) er et fantastisk eksempel. Hvert nitrogenatom har 5 valenselektroner, og de trenger aa dele 3 par for aa oppnaa oktetregelen. Resultatet er en trippelbinding som er saa sterk at N2 er et av de mest stabile molekylene vi kjenner. Det er denne styrken som gjor at det er saa energikrevende aa "bryte opp" nitrogen fra luften -- noe planter trenger for aa vokse.

Moenesteret er tydelig: flere delte elektronpar gir sterkere og kortere binding. Enkel er svakest og lengst, dobbel er middels, trippel er sterkest og kortest.

Polare og upolare bindinger

Ikke alle kovalente bindinger er like. Noen ganger deles elektronene likt, andre ganger ulikt. Dette bestemmes av elektronegativitet -- et atoms evne til aa tiltrekke seg elektroner i en binding.

Naar to like atomer danner en binding, deles elektronene helt likt. H-H, Cl-Cl, O=O og N-trippel-N er alle upolare kovalente bindinger. Elektronskyen er symmetrisk mellom atomene.

Men naar to ulike atomer binder seg, trekker det mest elektronegative atomet elektronene mot seg. I en O-H-binding har oksygen elektronegativitet 3,5 og hydrogen 2,1. Forskjellen er 1,4, noe som betyr at oksygen trekker det delte elektronparet mot seg. Dette gir oksygen en delvis negativ ladning (skrevet delta-) og hydrogen en delvis positiv ladning (delta+). En slik binding kalles polar kovalent.

Pauling-skalaen for elektronegativitet gir oss nyttige tommelfingerregler. Fluor er hoeyest med 4,0, etterfulgt av oksygen paa 3,5, nitrogen og klor paa 3,0, karbon paa 2,5, hydrogen paa 2,1, og natrium helt nede paa 0,9. Naar forskjellen er under 0,5, kaller vi bindingen upolar kovalent. Mellom 0,5 og 1,7 er den polar kovalent. Over 1,7 er den saa polar at vi kaller det ionebinding.

Vann er et straalende eksempel paa konsekvensene av polare bindinger. Begge O-H-bindingene er polare, og det vinklede molekylet gjor at den negative og positive ladningen ikke kansellerer hverandre. Vann har en "positiv side" (hydrogenene) og en "negativ side" (oksygenet), og er et polart molekyl med en dipol. Dette er grunnen til at vann kan loese salt og andre ioneforbindelser, danner hydrogenbindinger, og har et uvanlig hoeyt kokepunkt for saa lite molekyl.

Kovalente forbindelser (molekylare stoffer) har typisk lavt smelte- og kokepunkt fordi det er de svake kreftene mellom molekylene som brytes ved smelting og koking, ikke de sterke kovalente bindingene innad. De leder generelt ikke stroem fordi det ikke finnes frie ioner eller elektroner. Og loseligheten foelger regelen "like loeser like": polare molekyler loeser seg i polare loesemidler som vann, mens upolare molekyler loeser seg i upolare loesemidler som olje.

Oppsummering

Fra det enkleste molekylet -- hydrogen med sine to atomer -- til det mest komplekse -- DNA med milliarder -- holder kovalente bindinger det hele sammen gjennom deling av elektroner.

Nokkelkunnskapen fra dette kapittelet:

- Kovalent binding dannes naar atomer deler elektronpar, typisk mellom ikke-metaller. Begge atomene oppnaar edelgasskonfigurasjon ved aa telle de delte elektronene
- Lewis-strukturer viser alle valenselektroner: bindende par (mellom atomer) og frie par (paa enkeltatomet). Oktetregelen krever 8 elektroner rundt hvert atom (2 for hydrogen)
- Enkelt-, dobbelt- og trippelbinding: Atomer kan dele 1, 2 eller 3 elektronpar. Flere par gir sterkere og kortere binding. N2 har en svart sterk trippelbinding
- Polare bindinger oppstaar naar atomene har ulik elektronegativitet (forskjell 0,5-1,7). Det mest elektronegative atomet faar delvis negativ ladning. Fluor er mest elektronegativt (4,0)
- Vann er polart paa grunn av polare O-H-bindinger og vinklet form, noe som gjor det til et fantastisk loesemiddel for ioneforbindelser
- Egenskaper: Kovalente forbindelser har lavt smeltepunkt (svake krefter mellom molekylene), leder ikke stroem, og loeseligheten foelger "like loeser like"