Molekyler & Mere Godt Kemi

Indhold.
Molekyler & Mere Godt Kemi
Elektronparbindinger
Molekylgeometri
Elektronegativitet
Ethanol – Buchminster Fulleren – Carbondioxid
Asbest – influenza vaccine
Diamant
1. Molekyler og Kovalente Bindinger. ....................................................................................................... 2
2. Men hvordan ser de så ud - disse molekyler ?..................................................................................... 4
3. Hvad er det nu lige som får elektronerne til at gøre sådan ?................................................................ 6
4. Hvad kan man bruge så elektronegativitet til ?..................................................................................... 6
5. Molekylformler og navne....................................................................................................................... 8
1

1. Molekyler og Kovalente Bindinger.
Elektronprikformler.
Inden vi begynder på molekyler og bindinger indfører vi en ny skrivemåde – elektronprikformlen. Da det kun
er elektronerne i de yderste skaller der deltager i dannelse af kemiske bindinger, er det ofte kun dem der
angives i forbindelse med atomsymbolet – angivet ved et antal prikker rundt om symbolet, svarende til
antallet af elektroner i den yderste skal:
Der indgår altid 2 elektroner i en kemisk binding og elektronprikformler er en praktisk måde at holde rede på
antallet af elektroner som kan deltage i bindinger. Elektronprikformler angiver grundstof og antal elektroner i
yderste skal og kan bruges til at illustrere og forudsige bindingsforhold især i molekyler.
Hvad er et molekyle ?
Definition - Molekyle: Den mindste del af en molekylforbindelse består af atomer i det antal der svarer til
forbindelsens formel. Atomerne i et molekyler er forbundet med kovalente bindinger.
Definition - Kovalent binding: Kaldes også elektronparbinding, og dannes ved at atomerne i et molekyle
deler et eller flere elektronpar - dvs., der går 2 elektroner til en binding.
Det er i modsætning til salte som består af ioner som er forbundet med hinanden med ionbindinger - det vil
sige at det er ionernes modsatte ladninger som tiltrækker hinanden og danner bindingerne. Et salt danner en
krystal og man kan ikke kan man ikke skelne mellem ionpar som danner en formelenhed fordi hver ion er
omgivet af flere ioner med modsat ladning (koordinationstal).
Alle molekyler er elektrisk neutrale, og er bundet sammen af kovalente bindinger som dannes ved at
atomerne i et molekyle deler elektroner, og i de fleste tilfælde på en sådan måde at oktetreglen er opfyldt.
F.eks. er hydrogenmolekylet dannet af to H-atomer ved at de deler en elektron fra hvert atom:
Da der kun kan være 2 elektroner i den inderste skal, er oktetreglen opfyldt. Med elektronprikformler skrives
reaktionen:
x x
H + H HH
To elektroner udgør en binding som symboliseres med en streg:
H H H 2
2

Hydrogenchlorid - HCl (saltsyre) består af et H-atom med 1 elektron i den yderste skal, og et Cl-atom med 7
elektroner i den yderste skal:
H2 + Cl2 => 2H + 2Cl => 2HCl
H-atomerne får hver 2 elektroner i den yderste skal og Cl-atomerne får hver 8 elektroner i den yderste skal
ved deling af elektronerne:
xx
x
H + Cl
xx
xx
x x
x HClx
xx
x H Cl H Cl
Enkeltbinding
Vand - H2O, består af 2 H-atomer og et O-atom. O-atomerne har 6 elektroner i den yderste skal og kan
derfor reagere med 2 H-atomer med hver en elektron i den yderste skal:
2H2 + O2 => 2H2O
Ligesom i de to foregående eksempler opnår både H og O at få hhv. 2 og 8 elektroner i den yderste skal, og
opfylder dermed oktetreglen.
Det fremgår desuden af figuren hvorfor H de to H-atomer er bundet til O-atomet i denne rækkefølge H-O-H
og ikke f.eks. i denne rækkefølge H-H-O (prøv selv at lave elektronskallerne for denne konfiguration. Hvor
mange elektroner får hvert atom i den yderste skal).
Med elektronprikformler og stregformler kan reaktionen illustreres som vist i det følgende.
x H O
x
H
H O
H
x
x
H-atomerne har 1 elektron hver i yderste skal.
O-atomet har 6 elektroner i yderste skal, heraf kan 2
danne bindinger mens resten udgør 2 enlige
elektronpar som normalt ikke danner bindinger med
H
O
H
H
O
H
Der skal 2 elektroner til en binding og det illustreres
som regel med en streg mellem atomerne, eller ved
at skrive formlen som:
3

andre atomer.
Ved at dele elektroner kan O få 8 elektroner i
yderste skal, og H kan få 2 elektroner i yderste skal.
H2O
En streg = 2 elektroner kaldes en enkeltbinding.
På samme måde kan man vise at de to N-atomer i N2 må være bundet sammen med 6 elektroner i tre par,
svarende til tre enkeltbinding – de kaldes overraskende nok en trippelbinding !
x
x
x
x x x x
x
N N
x
x
N N N N
x
Nitrogen har 5 elektroner i yderste skal og 2 elektroner
udgør et inaktivt ensomt elektronpar.
De tre tilbageværende elektroner på hvert N-atom kan
danne bindinger med hinanden.
O ???
Prøv selv
Hvor mange elektroner i yderste skal ?
Hvor mange enlige elektronpar ?
Hvor mange elektroner til bindinger ?
??? Opskriv et forslag til en elektronprikformel for CO2.
2. Men hvordan ser de så ud - disse molekyler ?
Opskriv elektronprikformlen og stregformlen for O2
N N
Hver binding indeholder 2 elektroner og der kan
derfor dannes 3 bindinger mellem de to Natomer.
Bindingen kaldes derfor en trippel
binding. Formlen skrives normalt: N2
Alle molekyler er altså elektrisk neutrale, men indenfor hvert molekyle kan der være forskydninger af
elektronskyerne. Der kan være en tendens til at elektronerne hober sig op omkring ét atom, og trækker sig
væk fra andre atomer. Hvis det er tilfældet, er molekylet ganske vist stadig elektrisk neutralt, men kan have
en negativ og en positiv ende - man siger så at der er sket end ladningsforskydning og at molekylet er
polært. Hvis der ikke er en ladningsforskydning, siges molekylet at være upolært.
Der er to årsager til at et molekyle kan være polært:
1. Bindingernes polaritet - dvs., forskydning af ladningen mod et atom og væk fra det andet atom i en
kemisk binding.
2. Molekylets geometri.
Det er klart at der nødvendigvis må være end ladningsforskydning for at et molekyle kan være polært. Det er
måske mindre indlysende at molekylet også skal opfylde nogle geometriske krav - vi ser på nogle eksempler.
Ladningsfordeling i et asymmetrisk molekyle - H2O.
Vandmolekylet består af 2 H-atomer bundet til 1 O-atom. Vinklen H-O-H er 104,5 o - molekylet er altså ikke
lineært, eller tilfældigt sat sammen. Begge H-O bindinger har den samme afstand, 96 pm.
Figuren viser at H-atomerne er blå - dvs., elektronerne er trukket væk fra Hatomerne
og over mod det røde O-atom.
Der er ikke tale om at en ladning svarende til en hel elektron er flyttet fra H til O.
Kun at der er sket en forskydning svarende til en brøkdel af en elektronladning.
Husk at skyen angiver et område som elektronen bevæger sig indenfor. Dvs., at
elektronerne (fra hver H-O binding) tilbringer mere tid i nærheden af O-atomet end
i nærheden af H-atomerne.
4

Da der er sket en ladningsforskydning, er de to H-O bindinger polære og den lille ladningsforskydning
angives som vist på figuren til venstre, med et lille græsk "δ" (delta) og et plus eller minus.
Det er også tydeligt at man kan udpege en positiv ende og en negativ ende af molekylet som derfor er
polært. Man siger også at molekylet er en dipol fordi det har to elektriske poler.
Ladningsfordeling i et asymmetrisk molekyle - NH3.
NH3 molekylet indeholder et N og tre H-atomer og er heller ikke lineært da alle tre H-atomer er bundet til Natomet.
Atomerne er derfor ikke forbundet i forlængelse af hinanden. Molekylet er heller ikke fladt - Hatomerne
er alle forskudt i samme retning ud af planen i forhold til N-atomet. H-N-H vinklerne er klemt
samme og er derfor kun ca. 107 o .
Elektronerne er forskudt væk fra H-atomerne og over mod N-atomet, men i dette tilfælde er
molekylet ikke plant og vi kan se at der er en negativ del (over N-atomet) og en positiv kant
langs randen af molekylet som derfor er en dipol.
Hvorfor er ammoniak NH3 ikke plant (fladt) og vand H2O ikke lineært ?
Lad os se på de yderste elektroner i N og H:
• Hvert H-atom har en elektron i den yderste skal.
• N-atomet har 5 elektroner i den yderste skal.
Ifølge Hund's Regel, vil der være det størst mulige antal uparrede
elektroner i den yderste skal.
Da der højest kan være 8 elektroner i den yderste skal – svarende til
4 par – må der i N være 3 uparrede elektroner og et elektronpar.
Når der er dannet 3 elektronparbindinger til de tre H-atomer, er der et ledigt elektronpar
til over "på toppen" af N-atomet. Dels fylder de jo også noget, og dels repræsenterer de
en negativ ladning som skubber elektronskyerne omkring H-atomerne væk.
Tilsvarende for H2O, hvor O har to ledige elektronpar, og for CH4 som har 0 ledige elektronpar.
??? Prøv selv at lave elektronprikformlerne for H2O og CH4.
I alle tre tilfælde, er grundfiguren ens, nemlig et tetraeder, dvs. en 4-sidet pyramide med ens sider og ens
kantlængder.
Denne geometri er vigtig fordi det er udgangspunktet for den geometriske opbygning af de fleste molekyler.
I det ideelle tetraeder er vinklen mellem stængerne 109,5 o .
Da alle bindinger er ens i CH4, er bindingsvinklen tæt på den ideelle værdi: 109,5 o .
I H2O og NH3, er der hhv. 2 og et ledigt elektronpar som ikke opfører sig helt som de øvrige bindinger.
5

Elektronskyerne i de ledige elektronpar er lidt tættere på centralatomet (O og N) fordi der jo ikke er nogen
positiv ladning fra H-atomerne til at trække dem væk far centralatomet - de er ikke delt.
Bindingselektronerne er derimod delt med H-atomerne som derfor trækker elektroner væk fra centralatomet.
Resultatet er at de tetraederhjørner som de ledige elektroner peger mod, er trukket ned mod midten af
tetraederet og bindingerne klemmes lidt sammen.
Derfor er bindingsvinklerne for H2O og NH3 kun:
H2O: 104,5 o NH3: 107,3 o
??? Undersøg ladningsfordelingen i andre molekyler på Fronter (Chime plugin skal være installeret i Internet
Explorer – det virker ikke i andre browsere).
3. Hvad er det nu lige som får elektronerne til at gøre sådan ?
Elektronegativitet: Er et mål for et atoms evne til at tiltrække elektroner.
Fysikeren Linus Pauling opstillede en elektronegativitetsskala for grundstofferne. F er det mest
elektronegative grundstof og er derfor det stof som tiltrækker elektroner stærkest.
Skitsen på næste side viser hvordan elektronegativiteten (EN) varierer i det periodiske system. EN er lavest i
nederste venstre hjørne og stige op gennem grupperne, og især over mod halogeneren (gruppe VII):
Generelt har metaller lavere EN, end ikke-metaller.
Alkalimetallene (gruppe I) har de laveste EN, og EN er
højest for alkalimetallerne med lave atomnumre.
F har som sagt den højeste EN, og grundstofferne omkring
F (især Cl og O), har meget høje EN værdier.
I det periodiske system på Fronter, er elektronegativiteten angivet
for alle grundstofferne. Fx er elektronegativiteten 2,21 for
hydrogen.
4. Hvad kan man bruge så elektronegativitet til ?
Elektronegativitetsforskelle mellem to atomer kan
bruges til at forudsige hvilken type bindinger de vil
danne.
Hvis elektronegativitetsforskellen (ΔEN) mellem to
atomer i en binding er stor, er elektronerne forskudt
langt over mod det mest elektronegative grundstof.
Hvis ΔEN er lille, er der ikke sket den store
ladningsforskydning.
Generelt gælder at jo større ladningsforskydning der
er sket, jo stærkere er den kemiske binding som
Eksempler:
Ren kovalent binding: Molekylerne H2, F2, N2 og O2
består af ens atomer som naturligvis har samme EN.
Derfor er ΔEN = 0 i alle eksemplerne, og molekylerne
er bundet sammen af rene kovalente bindinger.
I NO er EN(N) = 3,04 og EN(O) = 3,44
ΔEN = 3,44 - 3,04 = 0,40
ΔEN er mindre end 0,5 og molekylet er bundet
sammen af rene kovalente bindinger.
6

holder atomerne sammen.
Man skelner mellem 3 bindingstyper, hvis styrke
stiger ned gennem rækken:
Ren kovalent binding: ΔEN < 0,5
I dette tilfælde er der stort set ingen forskydning af
ladningen mellem atomerne i en binding.
Elektronerne er fordelt ligeligt mellem de to atomer
som er bundet sammen.
Polær kovalent binding: 0,5 < ΔEN < 2,0
Der er sket en forskydning af ladningen indenfor
molekylet, og jo større forskydningen er, jo større er
den polære karakter af bindingen. Molekylerne deler
elektronerne i bindingerne men elektronerne er
forskudt over mod et af atomerne i bindingen.
Ionisk binding: ΔEN > 2,0
ΔEN er så stor at der overføres en ladning fra et
atom til et andet og der dannes en ionbinding.
Det er NO2 ligeledes, hvis det kun indeholder N-O
bindinger.
Polær kovalent binding: I HCl er EN(H) = 2,21 og
EN(Cl)=3,5.
ΔEN = 3,16 - 2,21 = 0,95
Da ΔEN ligger i intervallet mellem 0,5 og 2,0, må
bindingen være polær kovalent. Der er altså en
ladningsforskydning i molekylet. Da Cl er mest
elektronegativt, er elektronerne forskudt over mod Clatomet.
Ionbindinger: I NaF er EN(Na) = 0,93 og EN(F) =
4,00.
ΔEN = 4,00 - 0,93 = 3,07
Der er ingen tvivl om at NaF er et salt og at det er
opbygget af ioner, som er bundet sammen i et
iongitter.
Bemærk at man kan kun forudsige arten og styrken af enkeltbindinger, ikke hele molekyler. De fleste
kemiske forbindelser indeholder flere bindinger og der er ofte forskel på disse bindinger. Nogle salte
indeholder f.eks. ioner som er dannet af kovalente bindinger mellem de atomer der indgår i ionerne.
??? Prøv at beregne ΔEN for NaCl, CS2, CO og NH3 og forudsig bindingstypen.
Man kan også ...
Elektronegativitetsforskelle kan også bruges til at
forudsige egenskaber af kemiske forbindelser, og til
at forudsige om de f.eks. vil reagere med hinanden.
F.eks. kan vi forklare hvorfor vand er et godt
opløsningsmiddel for salte som f.eks. NaCl.
EN(H) = 2,21 og EN(O) = 3,44 => ΔEN = 1,23
ΔEN = 1,23 er en høj værdi og vandmolekyler er
derfor stærkt polært:
De negative Cl - ioner tiltrækkes af de lidt positive H
atomer i H2O, og bliver derfor trukket ud i vandfasen.
De positive Na + ioner tiltrækkes derimod af det
negative oxygenatom og bliver ligeledes omgivet af
vandmolekyler som trækker dem ud i vandfasen.
De rød-hvide vandmolekyler i billedet til venstre,
antyder hvordan H2O opløse en saltkrystal.
Ladningsforskydningen er angivet med et lille græsk
delta, δ, som angiver at det kun er en delladning som
er overført.
Fortegnet viser desuden i hvilken retning elektronerne
er forskudt.
7

5. Molekylformler og navne.
Når der er tale om et molekyle, angiver formlen direkte molekylets sammensætning (dette er ikke altid
tilfældet – se salte). Fx angiver CO at molekylet består af 1 stk. carbon og 1 stk. oxygen.
I en kemisk formel angives antal atomer af hvert grundstof ved at sætte et tal forneden bag ved symbolet –
bortset fra når der kun indgår ét atom. Fx et af hver i CO men 1 C og 2 O i CO2. Dette kaldes en
bruttoformel.
I to-atomige molekyler opskrives atomerne i overensstemmelse med følgende rækkefølge fra venstre mod
højre:
Fx
Metaller, B, Si, C, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, O, F
• HCl og ikke ClH
• CS2 og ikke S2C
• PH3 og ikke H3P
Kemiske forbindelser af ens grundstoffer gives
samme navn som grundstoffet. Fx hedder Br2 brom
(eller dibrom).
Kemiske forbindelser af 2 forskellige grundstoffer
navngives ved dannelsen af et fællesnavn, hvortil
føjes endelsen "-id".
Man anvender de græske talord som forstavelser til
at fortælle, hvor mange atomer der er af hvert
grundstof. Hvis der kun er ét atom af slagsen kan
Forstavelser til kovalente forbindelser (molekyler).
Mono 1
Di 2
Tri 3
Tetra 4
Penta 5
Hexa 6
Hepta 7
Octa 8
Nona 9
Deca 10
man undlade at skrive noget – men når det drejer sig om fx giftige forbindelser vælger man ofte at angive
sammensætningen. Se fx sammenligningen mellem CO og CO2 herunder. CO er særdeles giftig i
modsætning til CO2.
Eksempler:
HCl Hydrogenchlorid
CS2
Carbondisulfid
PH3
Phosphortrihydrid
ICl Iodchlorid
N2O3
Dinitrogentrioxid
BF3
Bortrifluorid
CO2
Carbondioxid
CO Carbonmonoxid
??? Hvad hedder stofferne NO, NO2, SO2, SO3, PO5, H2O og N2O (lattergas) ?
8