Molekyler & Mere Godt Kemi
Molekyler & Mere Godt Kemi
Molekyler & Mere Godt Kemi
Create successful ePaper yourself
Turn your PDF publications into a flip-book with our unique Google optimized e-Paper software.
Indhold.<br />
<strong>Molekyler</strong> & <strong>Mere</strong> <strong>Godt</strong> <strong>Kemi</strong><br />
Elektronparbindinger<br />
Molekylgeometri<br />
Elektronegativitet<br />
Ethanol – Buchminster Fulleren – Carbondioxid<br />
Asbest – influenza vaccine<br />
Diamant<br />
1. <strong>Molekyler</strong> og Kovalente Bindinger. ....................................................................................................... 2<br />
2. Men hvordan ser de så ud - disse molekyler ?..................................................................................... 4<br />
3. Hvad er det nu lige som får elektronerne til at gøre sådan ?................................................................ 6<br />
4. Hvad kan man bruge så elektronegativitet til ?..................................................................................... 6<br />
5. Molekylformler og navne....................................................................................................................... 8<br />
1
1. <strong>Molekyler</strong> og Kovalente Bindinger.<br />
Elektronprikformler.<br />
Inden vi begynder på molekyler og bindinger indfører vi en ny skrivemåde – elektronprikformlen. Da det kun<br />
er elektronerne i de yderste skaller der deltager i dannelse af kemiske bindinger, er det ofte kun dem der<br />
angives i forbindelse med atomsymbolet – angivet ved et antal prikker rundt om symbolet, svarende til<br />
antallet af elektroner i den yderste skal:<br />
Der indgår altid 2 elektroner i en kemisk binding og elektronprikformler er en praktisk måde at holde rede på<br />
antallet af elektroner som kan deltage i bindinger. Elektronprikformler angiver grundstof og antal elektroner i<br />
yderste skal og kan bruges til at illustrere og forudsige bindingsforhold især i molekyler.<br />
Hvad er et molekyle ?<br />
Definition - Molekyle: Den mindste del af en molekylforbindelse består af atomer i det antal der svarer til<br />
forbindelsens formel. Atomerne i et molekyler er forbundet med kovalente bindinger.<br />
Definition - Kovalent binding: Kaldes også elektronparbinding, og dannes ved at atomerne i et molekyle<br />
deler et eller flere elektronpar - dvs., der går 2 elektroner til en binding.<br />
Det er i modsætning til salte som består af ioner som er forbundet med hinanden med ionbindinger - det vil<br />
sige at det er ionernes modsatte ladninger som tiltrækker hinanden og danner bindingerne. Et salt danner en<br />
krystal og man kan ikke kan man ikke skelne mellem ionpar som danner en formelenhed fordi hver ion er<br />
omgivet af flere ioner med modsat ladning (koordinationstal).<br />
Alle molekyler er elektrisk neutrale, og er bundet sammen af kovalente bindinger som dannes ved at<br />
atomerne i et molekyle deler elektroner, og i de fleste tilfælde på en sådan måde at oktetreglen er opfyldt.<br />
F.eks. er hydrogenmolekylet dannet af to H-atomer ved at de deler en elektron fra hvert atom:<br />
Da der kun kan være 2 elektroner i den inderste skal, er oktetreglen opfyldt. Med elektronprikformler skrives<br />
reaktionen:<br />
x x<br />
H + H HH<br />
To elektroner udgør en binding som symboliseres med en streg:<br />
H H H 2<br />
2
Hydrogenchlorid - HCl (saltsyre) består af et H-atom med 1 elektron i den yderste skal, og et Cl-atom med 7<br />
elektroner i den yderste skal:<br />
H2 + Cl2 => 2H + 2Cl => 2HCl<br />
H-atomerne får hver 2 elektroner i den yderste skal og Cl-atomerne får hver 8 elektroner i den yderste skal<br />
ved deling af elektronerne:<br />
xx<br />
x<br />
H + Cl<br />
xx<br />
xx<br />
x x<br />
x HClx<br />
xx<br />
x H Cl H Cl<br />
Enkeltbinding<br />
Vand - H2O, består af 2 H-atomer og et O-atom. O-atomerne har 6 elektroner i den yderste skal og kan<br />
derfor reagere med 2 H-atomer med hver en elektron i den yderste skal:<br />
2H2 + O2 => 2H2O<br />
Ligesom i de to foregående eksempler opnår både H og O at få hhv. 2 og 8 elektroner i den yderste skal, og<br />
opfylder dermed oktetreglen.<br />
Det fremgår desuden af figuren hvorfor H de to H-atomer er bundet til O-atomet i denne rækkefølge H-O-H<br />
og ikke f.eks. i denne rækkefølge H-H-O (prøv selv at lave elektronskallerne for denne konfiguration. Hvor<br />
mange elektroner får hvert atom i den yderste skal).<br />
Med elektronprikformler og stregformler kan reaktionen illustreres som vist i det følgende.<br />
x H O<br />
x<br />
H<br />
H O<br />
H<br />
x<br />
x<br />
H-atomerne har 1 elektron hver i yderste skal.<br />
O-atomet har 6 elektroner i yderste skal, heraf kan 2<br />
danne bindinger mens resten udgør 2 enlige<br />
elektronpar som normalt ikke danner bindinger med<br />
H<br />
O<br />
H<br />
H<br />
O<br />
H<br />
Der skal 2 elektroner til en binding og det illustreres<br />
som regel med en streg mellem atomerne, eller ved<br />
at skrive formlen som:<br />
3
andre atomer.<br />
Ved at dele elektroner kan O få 8 elektroner i<br />
yderste skal, og H kan få 2 elektroner i yderste skal.<br />
H2O<br />
En streg = 2 elektroner kaldes en enkeltbinding.<br />
På samme måde kan man vise at de to N-atomer i N2 må være bundet sammen med 6 elektroner i tre par,<br />
svarende til tre enkeltbinding – de kaldes overraskende nok en trippelbinding !<br />
x<br />
x<br />
x<br />
x x x x<br />
x<br />
N N<br />
x<br />
x<br />
N N N N<br />
x<br />
Nitrogen har 5 elektroner i yderste skal og 2 elektroner<br />
udgør et inaktivt ensomt elektronpar.<br />
De tre tilbageværende elektroner på hvert N-atom kan<br />
danne bindinger med hinanden.<br />
O ???<br />
Prøv selv<br />
Hvor mange elektroner i yderste skal ?<br />
Hvor mange enlige elektronpar ?<br />
Hvor mange elektroner til bindinger ?<br />
??? Opskriv et forslag til en elektronprikformel for CO2.<br />
2. Men hvordan ser de så ud - disse molekyler ?<br />
Opskriv elektronprikformlen og stregformlen for O2<br />
N N<br />
Hver binding indeholder 2 elektroner og der kan<br />
derfor dannes 3 bindinger mellem de to Natomer.<br />
Bindingen kaldes derfor en trippel<br />
binding. Formlen skrives normalt: N2<br />
Alle molekyler er altså elektrisk neutrale, men indenfor hvert molekyle kan der være forskydninger af<br />
elektronskyerne. Der kan være en tendens til at elektronerne hober sig op omkring ét atom, og trækker sig<br />
væk fra andre atomer. Hvis det er tilfældet, er molekylet ganske vist stadig elektrisk neutralt, men kan have<br />
en negativ og en positiv ende - man siger så at der er sket end ladningsforskydning og at molekylet er<br />
polært. Hvis der ikke er en ladningsforskydning, siges molekylet at være upolært.<br />
Der er to årsager til at et molekyle kan være polært:<br />
1. Bindingernes polaritet - dvs., forskydning af ladningen mod et atom og væk fra det andet atom i en<br />
kemisk binding.<br />
2. Molekylets geometri.<br />
Det er klart at der nødvendigvis må være end ladningsforskydning for at et molekyle kan være polært. Det er<br />
måske mindre indlysende at molekylet også skal opfylde nogle geometriske krav - vi ser på nogle eksempler.<br />
Ladningsfordeling i et asymmetrisk molekyle - H2O.<br />
Vandmolekylet består af 2 H-atomer bundet til 1 O-atom. Vinklen H-O-H er 104,5 o - molekylet er altså ikke<br />
lineært, eller tilfældigt sat sammen. Begge H-O bindinger har den samme afstand, 96 pm.<br />
Figuren viser at H-atomerne er blå - dvs., elektronerne er trukket væk fra Hatomerne<br />
og over mod det røde O-atom.<br />
Der er ikke tale om at en ladning svarende til en hel elektron er flyttet fra H til O.<br />
Kun at der er sket en forskydning svarende til en brøkdel af en elektronladning.<br />
Husk at skyen angiver et område som elektronen bevæger sig indenfor. Dvs., at<br />
elektronerne (fra hver H-O binding) tilbringer mere tid i nærheden af O-atomet end<br />
i nærheden af H-atomerne.<br />
4
Da der er sket en ladningsforskydning, er de to H-O bindinger polære og den lille ladningsforskydning<br />
angives som vist på figuren til venstre, med et lille græsk "δ" (delta) og et plus eller minus.<br />
Det er også tydeligt at man kan udpege en positiv ende og en negativ ende af molekylet som derfor er<br />
polært. Man siger også at molekylet er en dipol fordi det har to elektriske poler.<br />
Ladningsfordeling i et asymmetrisk molekyle - NH3.<br />
NH3 molekylet indeholder et N og tre H-atomer og er heller ikke lineært da alle tre H-atomer er bundet til Natomet.<br />
Atomerne er derfor ikke forbundet i forlængelse af hinanden. Molekylet er heller ikke fladt - Hatomerne<br />
er alle forskudt i samme retning ud af planen i forhold til N-atomet. H-N-H vinklerne er klemt<br />
samme og er derfor kun ca. 107 o .<br />
Elektronerne er forskudt væk fra H-atomerne og over mod N-atomet, men i dette tilfælde er<br />
molekylet ikke plant og vi kan se at der er en negativ del (over N-atomet) og en positiv kant<br />
langs randen af molekylet som derfor er en dipol.<br />
Hvorfor er ammoniak NH3 ikke plant (fladt) og vand H2O ikke lineært ?<br />
Lad os se på de yderste elektroner i N og H:<br />
• Hvert H-atom har en elektron i den yderste skal.<br />
• N-atomet har 5 elektroner i den yderste skal.<br />
Ifølge Hund's Regel, vil der være det størst mulige antal uparrede<br />
elektroner i den yderste skal.<br />
Da der højest kan være 8 elektroner i den yderste skal – svarende til<br />
4 par – må der i N være 3 uparrede elektroner og et elektronpar.<br />
Når der er dannet 3 elektronparbindinger til de tre H-atomer, er der et ledigt elektronpar<br />
til over "på toppen" af N-atomet. Dels fylder de jo også noget, og dels repræsenterer de<br />
en negativ ladning som skubber elektronskyerne omkring H-atomerne væk.<br />
Tilsvarende for H2O, hvor O har to ledige elektronpar, og for CH4 som har 0 ledige elektronpar.<br />
??? Prøv selv at lave elektronprikformlerne for H2O og CH4.<br />
I alle tre tilfælde, er grundfiguren ens, nemlig et tetraeder, dvs. en 4-sidet pyramide med ens sider og ens<br />
kantlængder.<br />
Denne geometri er vigtig fordi det er udgangspunktet for den geometriske opbygning af de fleste molekyler.<br />
I det ideelle tetraeder er vinklen mellem stængerne 109,5 o .<br />
Da alle bindinger er ens i CH4, er bindingsvinklen tæt på den ideelle værdi: 109,5 o .<br />
I H2O og NH3, er der hhv. 2 og et ledigt elektronpar som ikke opfører sig helt som de øvrige bindinger.<br />
5
Elektronskyerne i de ledige elektronpar er lidt tættere på centralatomet (O og N) fordi der jo ikke er nogen<br />
positiv ladning fra H-atomerne til at trække dem væk far centralatomet - de er ikke delt.<br />
Bindingselektronerne er derimod delt med H-atomerne som derfor trækker elektroner væk fra centralatomet.<br />
Resultatet er at de tetraederhjørner som de ledige elektroner peger mod, er trukket ned mod midten af<br />
tetraederet og bindingerne klemmes lidt sammen.<br />
Derfor er bindingsvinklerne for H2O og NH3 kun:<br />
H2O: 104,5 o NH3: 107,3 o<br />
??? Undersøg ladningsfordelingen i andre molekyler på Fronter (Chime plugin skal være installeret i Internet<br />
Explorer – det virker ikke i andre browsere).<br />
3. Hvad er det nu lige som får elektronerne til at gøre sådan ?<br />
Elektronegativitet: Er et mål for et atoms evne til at tiltrække elektroner.<br />
Fysikeren Linus Pauling opstillede en elektronegativitetsskala for grundstofferne. F er det mest<br />
elektronegative grundstof og er derfor det stof som tiltrækker elektroner stærkest.<br />
Skitsen på næste side viser hvordan elektronegativiteten (EN) varierer i det periodiske system. EN er lavest i<br />
nederste venstre hjørne og stige op gennem grupperne, og især over mod halogeneren (gruppe VII):<br />
Generelt har metaller lavere EN, end ikke-metaller.<br />
Alkalimetallene (gruppe I) har de laveste EN, og EN er<br />
højest for alkalimetallerne med lave atomnumre.<br />
F har som sagt den højeste EN, og grundstofferne omkring<br />
F (især Cl og O), har meget høje EN værdier.<br />
I det periodiske system på Fronter, er elektronegativiteten angivet<br />
for alle grundstofferne. Fx er elektronegativiteten 2,21 for<br />
hydrogen.<br />
4. Hvad kan man bruge så elektronegativitet til ?<br />
Elektronegativitetsforskelle mellem to atomer kan<br />
bruges til at forudsige hvilken type bindinger de vil<br />
danne.<br />
Hvis elektronegativitetsforskellen (ΔEN) mellem to<br />
atomer i en binding er stor, er elektronerne forskudt<br />
langt over mod det mest elektronegative grundstof.<br />
Hvis ΔEN er lille, er der ikke sket den store<br />
ladningsforskydning.<br />
Generelt gælder at jo større ladningsforskydning der<br />
er sket, jo stærkere er den kemiske binding som<br />
Eksempler:<br />
Ren kovalent binding: <strong>Molekyler</strong>ne H2, F2, N2 og O2<br />
består af ens atomer som naturligvis har samme EN.<br />
Derfor er ΔEN = 0 i alle eksemplerne, og molekylerne<br />
er bundet sammen af rene kovalente bindinger.<br />
I NO er EN(N) = 3,04 og EN(O) = 3,44<br />
ΔEN = 3,44 - 3,04 = 0,40<br />
ΔEN er mindre end 0,5 og molekylet er bundet<br />
sammen af rene kovalente bindinger.<br />
6
holder atomerne sammen.<br />
Man skelner mellem 3 bindingstyper, hvis styrke<br />
stiger ned gennem rækken:<br />
Ren kovalent binding: ΔEN < 0,5<br />
I dette tilfælde er der stort set ingen forskydning af<br />
ladningen mellem atomerne i en binding.<br />
Elektronerne er fordelt ligeligt mellem de to atomer<br />
som er bundet sammen.<br />
Polær kovalent binding: 0,5 < ΔEN < 2,0<br />
Der er sket en forskydning af ladningen indenfor<br />
molekylet, og jo større forskydningen er, jo større er<br />
den polære karakter af bindingen. <strong>Molekyler</strong>ne deler<br />
elektronerne i bindingerne men elektronerne er<br />
forskudt over mod et af atomerne i bindingen.<br />
Ionisk binding: ΔEN > 2,0<br />
ΔEN er så stor at der overføres en ladning fra et<br />
atom til et andet og der dannes en ionbinding.<br />
Det er NO2 ligeledes, hvis det kun indeholder N-O<br />
bindinger.<br />
Polær kovalent binding: I HCl er EN(H) = 2,21 og<br />
EN(Cl)=3,5.<br />
ΔEN = 3,16 - 2,21 = 0,95<br />
Da ΔEN ligger i intervallet mellem 0,5 og 2,0, må<br />
bindingen være polær kovalent. Der er altså en<br />
ladningsforskydning i molekylet. Da Cl er mest<br />
elektronegativt, er elektronerne forskudt over mod Clatomet.<br />
Ionbindinger: I NaF er EN(Na) = 0,93 og EN(F) =<br />
4,00.<br />
ΔEN = 4,00 - 0,93 = 3,07<br />
Der er ingen tvivl om at NaF er et salt og at det er<br />
opbygget af ioner, som er bundet sammen i et<br />
iongitter.<br />
Bemærk at man kan kun forudsige arten og styrken af enkeltbindinger, ikke hele molekyler. De fleste<br />
kemiske forbindelser indeholder flere bindinger og der er ofte forskel på disse bindinger. Nogle salte<br />
indeholder f.eks. ioner som er dannet af kovalente bindinger mellem de atomer der indgår i ionerne.<br />
??? Prøv at beregne ΔEN for NaCl, CS2, CO og NH3 og forudsig bindingstypen.<br />
Man kan også ...<br />
Elektronegativitetsforskelle kan også bruges til at<br />
forudsige egenskaber af kemiske forbindelser, og til<br />
at forudsige om de f.eks. vil reagere med hinanden.<br />
F.eks. kan vi forklare hvorfor vand er et godt<br />
opløsningsmiddel for salte som f.eks. NaCl.<br />
EN(H) = 2,21 og EN(O) = 3,44 => ΔEN = 1,23<br />
ΔEN = 1,23 er en høj værdi og vandmolekyler er<br />
derfor stærkt polært:<br />
De negative Cl - ioner tiltrækkes af de lidt positive H<br />
atomer i H2O, og bliver derfor trukket ud i vandfasen.<br />
De positive Na + ioner tiltrækkes derimod af det<br />
negative oxygenatom og bliver ligeledes omgivet af<br />
vandmolekyler som trækker dem ud i vandfasen.<br />
De rød-hvide vandmolekyler i billedet til venstre,<br />
antyder hvordan H2O opløse en saltkrystal.<br />
Ladningsforskydningen er angivet med et lille græsk<br />
delta, δ, som angiver at det kun er en delladning som<br />
er overført.<br />
Fortegnet viser desuden i hvilken retning elektronerne<br />
er forskudt.<br />
7
5. Molekylformler og navne.<br />
Når der er tale om et molekyle, angiver formlen direkte molekylets sammensætning (dette er ikke altid<br />
tilfældet – se salte). Fx angiver CO at molekylet består af 1 stk. carbon og 1 stk. oxygen.<br />
I en kemisk formel angives antal atomer af hvert grundstof ved at sætte et tal forneden bag ved symbolet –<br />
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<br />
bruttoformel.<br />
I to-atomige molekyler opskrives atomerne i overensstemmelse med følgende rækkefølge fra venstre mod<br />
højre:<br />
Fx<br />
Metaller, B, Si, C, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, O, F<br />
• HCl og ikke ClH<br />
• CS2 og ikke S2C<br />
• PH3 og ikke H3P<br />
<strong>Kemi</strong>ske forbindelser af ens grundstoffer gives<br />
samme navn som grundstoffet. Fx hedder Br2 brom<br />
(eller dibrom).<br />
<strong>Kemi</strong>ske forbindelser af 2 forskellige grundstoffer<br />
navngives ved dannelsen af et fællesnavn, hvortil<br />
føjes endelsen "-id".<br />
Man anvender de græske talord som forstavelser til<br />
at fortælle, hvor mange atomer der er af hvert<br />
grundstof. Hvis der kun er ét atom af slagsen kan<br />
Forstavelser til kovalente forbindelser (molekyler).<br />
Mono 1<br />
Di 2<br />
Tri 3<br />
Tetra 4<br />
Penta 5<br />
Hexa 6<br />
Hepta 7<br />
Octa 8<br />
Nona 9<br />
Deca 10<br />
man undlade at skrive noget – men når det drejer sig om fx giftige forbindelser vælger man ofte at angive<br />
sammensætningen. Se fx sammenligningen mellem CO og CO2 herunder. CO er særdeles giftig i<br />
modsætning til CO2.<br />
Eksempler:<br />
HCl Hydrogenchlorid<br />
CS2<br />
Carbondisulfid<br />
PH3<br />
Phosphortrihydrid<br />
ICl Iodchlorid<br />
N2O3<br />
Dinitrogentrioxid<br />
BF3<br />
Bortrifluorid<br />
CO2<br />
Carbondioxid<br />
CO Carbonmonoxid<br />
??? Hvad hedder stofferne NO, NO2, SO2, SO3, PO5, H2O og N2O (lattergas) ?<br />
8