Molekyler

Uppgifter
5.3
5.12
5.13
5.18
5.19
5.21
5.22

Elevfrågor
Länktips
  Vad säger kursplanen?
  Eleven ska
 •  kunna tillämpa stökiometriska samband och utföra kemiska beräkningar.
ha förvärvat självständighet och vana vid laborativt arbete samt tillägnat sig förmåga att kritiskt granska och analytiskt behandla kemiska förlopp och egna mätresultat.
Laborationstips
     
  Så var det dags för den kovalenta bindningen. Vi hittar den i molekyler hos sådana kända ämnen som vatten, etanol, socker, koldioxid och syre. Alla har gemensamt att atomerna binds samman genom att dela på två eller flera elektroner och att de oftast innehåller atomer av icke-metaller (Det finns föreningar med kovalent bundna metallatomer). Ibland delas elektronerna på helt lika villkor och ibland är fördelningen mer orättvis. Båda fördelningssätten har mycket stor betydelse för ämnenas kemiska och fysikaliska egenskaper, som vi kommer att få se. Bokens kapitel med en liten betraktelse över ickemetallernas olika aggregationsformer. Läs det först.   
     
Molekyler av grundämnen
I reaktioner mellan en metall och en ickemetall tenderar metallens atomer att avge elektroner medan ickemetallens tar upp elektroner. Resultatet blir de elektronövergångar vi studerade i kapitel 4. Då bildas i regel jonföreningar. Men när atomer av två ickemetaller reagerar med varandra så är ämnena mer lika i sin kemiska karaktär, och atomerna vill därför dra till sig elektroner ungefär lika mycket. En annan slags bindning bildas – den kovalenta. Prefixet ko-, är en försvenskning av engelskans co, som betyder gemensam. Detta syftar på att atomerna generöst delar valenselektroner och bildar molekylföreningar. Atomerna binds samman av ett eller flera gemensamma elektronpar.

I boken tar man först upp reaktionen mellan två väteatomer som resulterar i en kovalent bindning. Hos båda väteatomerna finns förstås exakt samma vilja att dra till sig elektroner. Genom att dela på elektronparet får båda väteatomerna samma elektronkonfiguration som ädelgasen helium! Den viktiga betydelse det får för molekylens egenskaper återkommer vi till längre fram.

Elektronerna rör sig runt atomkärnorna men de är särskilt ofta mellan dem. Där är ju ”elektrontätheten” särskilt hög. Vi låtsas att vi kan frysa ett tillfälle då båda elektronerna befinner sig mellan vätekärnorna:



Elektronerna bildar ett elektronpar som drar de positiva atomkärnorna mot varandra och binder samman dem till en ny partikel – en molekyl. Bindningen kallas kovalent bindning eller elektronparbindning.

Tillbaka till reaktionen ett slag. Hur kan det då komma sig att de båda atomerna trots allt reagerar, när båda lika gärna, eller ogärna, lämnar ifrån sig sin elektron? Jo, när molekylen bildas avges energi och, som du kommer ihåg från kapitel 2, så är ett tillstånd med lågt energinnehåll stabilare än ett med högre energiinnehåll.

I reaktionen mellan H-atomerna fanns endast två elektroner tillgängliga och därmed endast två elektroner att dela. Om vi istället tittar på reaktionen mellan två kloratomer finns hela 14 valenselektroner. Varje Cl-atom har 3e-par och en ensam e. Det är de två ensamma elektronerna som bildar det gemensamma e-par som binder samman atomerna. Genom att atomerna delar på e-paret uppfylls oktettregeln, dvs. båda atomerna får ädelgasskal, precis som argon.

Bindningen mellan atomerna kan anges på två olika sätt: , (här har övriga valenselektroner utelämnats). I boken kan du ser flera exempel på ämnen som bildar tvåatomiga molekyler.

Uppgift 5.3
Både väteatomen och halogenens atomer (som hör hemma i grupp 7), strävar efter att uppfylla oktettregeln. Så här ser väteatomens elektronfördelning ut:

Om väteatomen kan dela en elektron med en annan väteatom så får den samma elektronfördelning som heliumatomen.
Kloratomen har en elektron upp till fullt skal, för att nå neon. Då får molekylen den här elektronfördelningen:




Det finns ämnen som bildar fler än en kovalent bindning per atom – kol är exempel på ett sådant ämne. En kolatom kan binda maximalt fyra andra kolatomer som var och en i sin tur kan binda fyra andra kolatomer, osv. Här gäller inte regeln som jag nyss nämnde – att molekyler är små och avgränsade – men ingen regel utan undantag. Denna upprepade bindning av kolatomer resulterar i diamant, som är det hårdaste ämne vi känner till.
Men långt ifrån alla jättemolekyler av kol är diamant. Grafit, t.ex. bildar också jättemolekyler av kol men har helt andra egenskaper. Det är skillnaden mellan diamants och grafits struktur som ger upphov till två så olika ämnen, s. 72-73. Fotbollskol och nanorör är andra former av kol, s. 86, 288.


Polär kovalent bindning
Hittills har vi tittat generellt på den kovalenta bindningen, men om vi tränger djupare ner i dess mysterier finner vi två olika typer – den opolära kovalenta bindningen och den polära. För att förklara skillnaderna beräknar man "tyngdpunkterna" för de positiva respektive de negativa laddningarna (här betraktar man alltså laddningarna, inte massorna som i fysiken).

De enklaste polära molekylerna är de tvåatomiga. I exemplet med väteklorid attraherar kloratomen elektronerna starkare än väteatomen, och den negativa laddningen förskjuts därför mot kloratomen. (I figuren har endast det bindande elektronparet satts ut.)


Observera att vätekloridmolekylen fortfarande totalt sett är oladdad men att molekylen har en positiv och en negativ ända.

Klors förmåga att attrahera elektroner är mycket stor – det är bara fluor och syre som går före. Fler ämnen att jämföra med finns i tabellsamlingen under rubriken Elektronegativitet i skala enligt Pauling, och i den fina figuren på s. 76. Med hjälp av elektronegativitetsvärdena kan vi avgöra vilken karaktär bindningen mellan två ämnen får – stor skillnad i elektronegativitetsvärde ger övervägande jonbindning.

Då vi går från ett ämne till nästa i en period adderas, som bekant, en elektron till samma skal, samtidigt som en proton ökar på kärnans laddning. Eftersom kärnladdningen ökar attraherar kärnan elektronerna starkare.

När vi går neråt i en grupp tillkommer ett nytt skal med elektroner. Dessa befinner sig längre ut från kärnan och binds därmed svagare. Kraften att dra till sig ännu fler elektroner minskar därför neråt i gruppen.

Hos atomerna i de två första grupperna överväger tendensen att avge valenselektronerna. Eftersom de då bildar positiva joner säger man att dessa grundämnen är elektropositiva. Studera nu den gradvisa övergång i bindningskaraktär som uppkommer på grund av ämnenas olika elektronegativitet. Du hittar användbara gränser på s. 76-77.

Metan
Metanmolekylen består av en kolatom som binder fyra väteatomer – formeln är CH4. Här talar den nedsänkta fyran om att fyra väteatomer binds till en kolatom. Men vi kan även använda andra skrivsätt, som förmedlar mer information.

Elektronformel
Detta skrivsätt visar de delade elektronparen.

Strukturformel
Nu visar vi även molekylens geometri. Molekylen kan sägas ha formen av en tetraeder med en kolatom i mitten och en väteatom i vardera hörnet. Denna struktur uppkommer därför att elektronparen repellerar varandra och placerar sig symmetriskt runt kolatomen.

Kalottmodell
Den ger en föreställning om såväl molekylens struktur som atomernas inbördes storlek (dvs. atomernas yttersta elektronskal).

Pinnar och kulor
En smidig modell för att åskådliggöra molekylens geometri.


I metanmolekylen uppstår också laddningsförskjutningar. Där blir kolatomen negativt laddad. Den positiva laddningen fördelar sig på de i hörnen placerade väteatomerna. Men tyngdpunkten för de fyra positiva laddningarna sammanfaller med den negativa laddningen i tetraederns mittpunkt, där kolatomen är placerad. Därför är metanmolekylen inte någon dipol.

Läroboken innehåller flera exempel som visar hur molekylernas geometriska form (t.ex.
bindningsvinkeln) påverkas när det finns fria e-par i molekylen.

Hos metanmolekylen är bindningsvinkeln ca 109°. Här finns inte något fritt e-par.
I fallet med ammoniakmolekylen har bindningsvinkel minskat till 107°. Kväveatomen finns på molekylens topp, till skillnad från metanmolekylens centralt placerade kolatom.

Vatten
  I vattenmolekylen, en av de viktigaste molkylerna på jorden, binder syreatomen två väteatomer och har två fria elektronpar. De repellerande fria elektronparen pressar samman de bindande elektronparen så att bindningsvinkeln blir 105°. Detta ger oss en vinklad molekyl med egenskaper som är nödvändiga för allt liv på vår planet.



I elektronegativitetstabellen kan vi se att syre är mer elektronegativt än väte . Elektronerna i bindningen förskjuts därför mot syreatomen (bild 2) som får ökad elektrontäthet och därmed en negativ laddning. Totalt sett är molekylen neutral och de båda väteatomerna kommer därför att få positiv laddning. Vi konstaterade tidigare att elektronpar repellerar varandra, och detta ger upphov till en vinklad molekyl. Laddningarnas tyngdpunkter sammanfaller inte, den positiva hamnar mellan väteatomerna och den negativa ligger i syreatomen.


Uppgift 5.12
En syreatom har sex elektroner. Två av dessa kommer att ingå i bindningar till de båda väteatomerna i vattenmolekylen. Då har vi fyra fria elektroner, fördelade på två par.
Svar:


Uppgift 5.13
I F2 drar de båda fluoratomerna med samma kraft i elektronerna. Ingen av dem lyckas få övertaget, och därmed uppstår ingen skillnad i elektronegativitet, Δ = 0. I NF3 är skillnaden i elektronegativitet mellan N och F = 1,0, till fluors favör. Också i SF6 blir fluor övermäktig, Δ = 1,5.
Svar:


Så följer ytterligare en variant av den kovalenta bindningen; nu delar två atomer på två gemensamma elektronpar och vi får en dubbelbindning. Koldioxidmolekylen innehåller totalt sett två dubbelbindningar. Elektrontätheten är hög mellan kolatomen och syreatomerna och bindningen är betydligt starkare än en enkelbindning. Det krävs mycket energi för att skilja atomerna åt.

Molekylen är rak, inte vinklad som vattenmolekylen. Därför är koldioxidmolekylen inte någon dipol.

Uppgift 5.18
Hm, elektronformler – just det – då sätts valenselektronerna ut med prickar, en för varje elektron. Jag hjälper dig med a så klarar du säkert b och c på egen hand.

a) Byggd som CO2, det innebär dubbelbindning. Och totalt ska vi placera ut (C = 4  S = 2x6 = 12 ) 16 elektroner. Vi sätter ut kolet och en svavelatom på vardera sida. Molekylen ska ju vara rak. Sedan placerar vi ut de bindande elektronparen. Nu har vi 16 – 8 = 8 elektroner kvar. De placerar vi kring svavelatomerna.

Uppgift 5.19
a) Nu ritar vi ut strukturformeln för samma molekyl. Varje bindningsstreck i formeln representerar ett elektronpar. I strukturformeln sätter vi bara ut de bindande elektronparen.

c) Nu har vi en molekyl bestående av tre atomslag. Först måste vi avgöra vilken av atomerna som är centralatom. Kol ligger bra till, det enda av de tre atomslagen som kan binda fler än en atom. Därför hamnar kol i mitten och de andra fyra atomerna runtomkring.


Sammansatta joner

Även joner kan innehålla kovalenta bindningar
och jonen byggs då upp av flera atomer, av samma grundämne eller – vilket oftast är fallet – från olika atomslag. Sådana joner kallas för sammansatta joner. Du hittar ett urval i tabellsamlingen under samma rubrik som nämndes tidigare; Några joner. Och i tabell 4.2 på s. 64.

Som du kanske kommer ihåg så står svavel och syre i samma grupp i det periodiska systemet . Atomerna kan uppfylla oktettregeln genom att svavelatomen delar två elektroner med var och en av syreatomerna och dessutom drar de till sig ett extra elektronpar. Det ger en partikel med nettoladdningen 2–. Notera skillnaden mot atomjoner som bildas av enskilda atomer.

Studera nu den utmärkta tabellen på s. 85 och lär dig det som är karaktäristiskt för respektive bindningstyp. Arbeta gärna parallellt med studiehandledning och tabell.

Uppgift 5.21
Dipoler hittar vi hos de molekyler vars laddningars tyngdpunkter inte sammanfaller. Det konstaterade vi ovan. Då är det bara att gå på jakt efter de molekylerna.
a) Nix, en sorts atomer
b) Japp, ser ut som vatten
c) Mm, en molekyl bestående av två slags atomer
d) Nix, misstänkt lik metan. Sammanfallande tyngdpunkter.
e) Rak molekyl. TP sammanfaller i kolatomens mitt.
f) Mm, ser ut som ammoniak.

Uppgift 5.22
a) Slå upp s. 76. Syre har elektronegativitet 3.5 och svavel e.n. 2.5. Alltså har syre har högre elektronegativitet än svavel.
b) SO2 är liksom vatten en vinklad molekyl. Definitivt en dipol.
c) Här ska vi få till sammanfallande laddningstyngdpunkter i en molekyl bestående av fyra atomer. Vi placerar svavelatomen i mitten. Sen då. Var ska syreatomerna placeras. Jo om molekylen är plan och syreatomerna bildar en liksidig triangel med svavelatomen i mitten så blir molekylen helt symmetrisk. Tyngdpunkten för syreatomernas negativa laddningar hamnar mitt i svavelatomen tillsammans med den positiva laddningen. Klicka här för att se strukturen.

Vi har konstaterat att den kovalenta bindningen är mycket stark, och att det därför krävs mycket energi för att bryta den. Detta gäller endast bindningarna inom molekylen (intramolekylära). Bindningar mellan molekyler (intermolekylära) är betydligt svagare. För att skilja de båda termerna åt kan du t.ex. tänka på intercity (tåg), mellan städer. Läs om exemplet med rörsocker i boken. Detta är vad du behöver komma ihåg för tillfället – mer om intermolekylära bindningar i kapitel 8.