Hvilke bindinger har vi?
Spørsmål - fra David:
1.Hvilke bindinger har vi mellom molekyler? og 2. Hvilke kjemiske bindinger har vi? (da tenker jeg utenom mellom molekyler)
Svar fra Nina Aas
Kjemisk binding
elektronvekselvirkning mellom atomer i en kjemisk forbindelse slik at de blir bundet til hverandre. I kjemiske forbindelser er atomer bundet sammen til molekyler med en viss geometri eller til faste stoffer med geometrisk lovmessighet for plasseringen av de ulike atomtyper. I begge tilfeller er atomene bundet til hverandre ved kjemisk binding. Man skiller mellom tre hovedtyper av binding: kovalent, ionisk og metallisk. I tillegg til disse sterke bindingstypene opptrer svakere van der Waals-binding og hydrogenbinding i enkelte forbindelser.
Teoretisk bakgrunn
En kvantemekanisk riktig forklaring på kjemisk binding er omfattende og lite anskuelig, men en forenklet forklaring kan gi et kvalitativt bilde av de krefter som forårsaker binding mellom atomer. Atomene består av positivt ladede kjerner og negativt ladede elektroner. Det enkleste atomet er hydrogenatomet, med et proton i kjernen og et elektron som omgir kjernen. Heliumatomet, med plass nr. 2 i grunnstoffenes periodesystem, har to positive enhetsladninger i kjernen, og kjernen er omgitt av to elektroner, litium med atomnummer 3 har tre protoner i kjernen og tre elektroner osv. Alle atomer er utad nøytrale fordi de inneholder samme antall protoner og elektroner.
Grunnstoffet hydrogen forekommer i alminnelighet ikke som atomer, men som to-atomige molekyler, H2. Dannelsen av hydrogenmolekylet tenkes som H·+H· <--> H:H, hvor prikkene betegner elektroner. Kvantemekaniske beregninger viser at det er stor sannsynlighet for at elektronparet vil oppholde seg mellom de to H-kjernene. Dette gir en sterk kovalent binding, ofte kalt en elektronparbinding. En alminnelig skrivemåte er H?H. Kvantemekanisk sett er elektronene delokalisert rundt kjernene, men med større sannsynlighet til å være mellom kjernene enn andre steder.
I H:H kan man tenke seg at elektronparet tilhører hvert av H-atomene. I så fall får de elektronkonfigurasjon tilsvarende He-atomet. For mange enkle forbindelser er elektronfordelingen slik at de medvirkende atomer alle kan tenkes å oppnå edelgassfigurasjon. F.eks. for to-atomig fluor, F2, har hvert F-atom sju valenselektroner, [He] 2s22p5. Bindingsdannelsen kan skrives Igjen sier man at bindingselektronparet tilhører begge fluoratomene, som hvert (slik som edelgassen neon, Ne) tilsynelatende får 8 elektroner (oktettregelen). Brukes samme regel kan elektronformelen for vann- og ammoniakkmolekylene skrives: hvor ringene angir de elektroner som opprinnelig tilhørte hydrogen. Her har oksygen og nitrogen oppnådd neonkonfigurasjon, mens hydrogen har heliumkonfigurasjon. Fra eksemplene ser man at atomer som hydrogen og fluor kan bindes til andre atomer med én elektronparbinding, oksygen kan etablere to elektronparbindinger ved at f.eks. to hydrogenatomer bindes og danner vann, mens nitrogen kan etablere tre bindinger, som f.eks. i ammoniakkmolekylet. Man sier at hydrogen og fluor har valens én eller er enverdige, oksygen har valens to eller er toverdig og nitrogen har valens tre eller er treverdig.
I vann og amoniakk vil ikke de delte elektronparene tilhøre de to ulike atomer i samme grad pga. atomenes ulike elektronnegativitet. Bindingen får således en polar karakter, dvs. et svakt innslag av ionebinding.
I organisk kjemi spiller kovalente bindinger stor rolle. Det enkleste organiske molekyl, metan CH4, får elektronformelen . Etanmolekylet får elektronformelen . Det er imidlertid mulig at bindingen mellom atomer kan involvere mer enn et elektronpar; man kan ha dobbelt (O=O) og trippelbinding . Eten, C2H4, har elektronformelen og dobbeltbinding mellom karbonatomene. I etyn, C2H2, acetylen, opptrer trippelbinding . I enkelte tilfeller vil bindingen være en mellomting mellom enkelt- og dobbeltbinding. Dette betegnes ofte resonans. Et eksempel er benzen,. Forkortede skrivemåter for benzen kan være C6H6,
Typer
Kovalent binding
De kovalente bindinger har en utpreget retningsavhengighet som er bestemmende for molekylets form. Elektronformlene forteller hvilke atomer som er bundet sammen, men de sier intet om den romlige oppbygging av molekylet. I metan-molekylet peker de fire hydrogen?karbonbindingene mot hjørnene i et regulært tetraeder, og vinkelen mellom bindingene er 109,5°, mens for vannmolekylet er vinkelen mellom oksygen?hydrogenbindingene 105°.
Ionebinding
En annen bindingstype, den ideelle ionebinding, fremkommer når bindingselektronparet forskyves helt over mot det elektronegative atomet. F.eks. kan man tenke seg at koksalt, NaCl, er bygd opp av Na+ og Cl?-ioner: . Antall elementærladninger ionene oppnår på denne måten svarer til disse atomenes valens. Ionebindingen er av elektronisk natur, med tiltrekkende krefter mellom motsatt ladede naboioner.
Rene kovalente bindinger eller rene ionebindinger eksisterer ikke for kjemiske forbindelser unntatt de rene grunnstoffer. Realitetene er en mellomting mellom de to idealistiske bindingstyper.
Metallbinding
opptrer i metalliske grunnstoffer og legeringer og er karakterisert ved at metallatomene avgir valenselektroner som energetisk befinner seg i det som kalles et ledningsbånd. Det er disse elektronene som gir metallene høy elektrisk og termisk konduktans og metallisk glans.
Hydrogenbinding
En svakere bindingstype, som spiller stor rolle i kjemien og for alt liv, er de såkalte hydrogenbindingene hvor hydrogenatomet danner en bro mellom elektronegative atomer, f.eks. oksygen. Det er hydrogenbindingene som er ansvarlig for mange av vannets viktige egenskaper, f.eks. at densiteten ved +4°C er større enn ved andre temperaturer og at is har lavere densitet enn vann og derfor flyter på vannet. Uten hydrogenbindingene ville vann, H2O, vært gass ved romtemperatur. I biokjemien spiller hydrogenbindinger en meget stor rolle. (Se også hydrogenbinding.)
Charge-transfer-bindinger
er en annen type svake bindinger, hvor det skjer en delvis ladningsoverføring fra et elektronegativt atom. Forståelsen av charge-transfer skyldes først og fremst arbeider av den norske nobelpristager i kjemi Odd Hassel.
van der Waals-bindinger
En tredje type svake bindinger er van der Waals-bindinger, som alltid vil være til stede mellom atomer. Oftest vil imidlertid sterkere bindingstyper dominere. Hvis ikke andre bindinger etableres, vil van der Waals-bindinger være årsaken til at molekyler holdes sammen på en uordnet måte i væskefase og på en ordnet måte i fast fase.
Bindinger i faste stoffer
Mekaniske og fysikalske egenskaper i faste stoffer er korrelert til bindingstype og krystallstruktur. I karbonmodifikasjonen diamant er alle karbonatomene tetraedrisk omgitt av andre karbonatomer. Denne meget ideelle oppbygging med et tredimensjonalt nettverk av kovalente bindinger gjør diamant til det hardeste stoff som er kjent. I karbonmodifikasjonen grafitt er karbon bundet sammen i sjikt. Innen hvert sjikt er det sterke kovalente bindinger, mens det mellom sjiktene bare er svake van der Waals-bindinger. Dette innebærer at sjiktene lett kan gli i forhold til hverandre, slik at grafitt er bl.a. et utmerket smøremiddel.
Dative bindinger
Kjemiske bindinger mellom to molekyler der det ene (donoren) bidrar med alle (oftest to) bindingselektronene. Donorer betegnes som Lewis-baser (se baser). Etere, ketoner og aromatiske forbindelser er eksempler på gode donorer, mens I2, pikrinsyre og aluminiumklorid, AlCl3, er eksempler på molekyler med god evne til å ta imot elektroner og danne binding med donoren. Slike molekyler kalles akseptorer eller Lewis-syrer.
Dative bindinger er i alminnelighet svakere enn normale kjemiske bindinger, men kan i visse tilfeller nærme seg disse i styrke (f.eks. i komplekser mellom tertiære aminer og jod). Bindingen kan enten være lokalisert til to bestemte atomer i de to molekylene, eller være delokalisert som mellom ?-elektronsystemene i to aromatiske molekyler. Kompleksmolekyler som er dannet av donor/akseptorpar kalles ofte charge-transfer kompleks. Dative bindinger benevnes derfor ofte charge-transfer bindinger.
(Vist 48734 ganger.)
Emne(r): generell kjemi, bindinger,