Molekyler & Mere Godt Kemi

Molekyler & Mere Godt Kemi Elektronparbindinger Molekylgeometri Elektronegativitet Ethanol Buchminster Fulleren Carbondioid Asbest influenza vaccine Diamant Indhold. 1. Molekyler og Kovalente Bindinger.... 2 2. Men hvordan ser de så ud - disse molekyler?... 4 3. vad er det nu lige som får elektronerne til at gøre sådan?... 6 4. vad 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. vad 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 -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: + To elektroner udgør en binding som symboliseres med en streg: 2 2

ydrogenchlorid - Cl (saltsyre) består af et -atom med 1 elektron i den yderste skal, og et Cl-atom med 7 elektroner i den yderste skal: 2 + Cl 2 => 2 + 2Cl => 2Cl -atomerne får hver 2 elektroner i den yderste skal og Cl-atomerne får hver 8 elektroner i den yderste skal ved deling af elektronerne: + Cl Cl Cl Cl Enkeltbinding Vand - 2 O, består af 2 -atomer og et O-atom. O-atomerne har 6 elektroner i den yderste skal og kan derfor reagere med 2 -atomer med hver en elektron i den yderste skal: 2 2 + O 2 => 2 2 O Ligesom i de to foregående eksempler opnår både og O at få hhv. 2 og 8 elektroner i den yderste skal, og opfylder dermed oktetreglen. Det fremgår desuden af figuren hvorfor de to -atomer er bundet til O-atomet i denne rækkefølge -O- og ikke f.eks. i denne rækkefølge --O (prøv selv at lave elektronskallerne for denne konfiguration. vor mange elektroner får hvert atom i den yderste skal). Med elektronprikformler og stregformler kan reaktionen illustreres som vist i det følgende. O O O O -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 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 kan få 2 elektroner i yderste skal. 2 O En streg = 2 elektroner kaldes en enkeltbinding. På samme måde kan man vise at de to N-atomer i N 2 må være bundet sammen med 6 elektroner i tre par, svarende til tre enkeltbinding de kaldes overraskende nok en trippelbinding! N N N N N N 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. N N ver binding indeholder 2 elektroner og der kan derfor dannes 3 bindinger mellem de to N- atomer. Bindingen kaldes derfor en trippel binding. Formlen skrives normalt: N 2 O??? Prøv selv vor mange elektroner i yderste skal? vor mange enlige elektronpar? vor mange elektroner til bindinger? Opskriv elektronprikformlen og stregformlen for O 2??? Opskriv et forslag til en elektronprikformel for CO 2. 2. Men hvordan ser de så ud - disse molekyler? 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. vis 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. vis 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 - 2 O. Vandmolekylet består af 2 -atomer bundet til 1 O-atom. Vinklen -O- er 104,5 o - molekylet er altså ikke lineært, eller tilfældigt sat sammen. Begge -O bindinger har den samme afstand, 96 pm. Figuren viser at -atomerne er blå - dvs., elektronerne er trukket væk fra - atomerne og over mod det røde O-atom. Der er ikke tale om at en ladning svarende til en hel elektron er flyttet fra til O. Kun at der er sket en forskydning svarende til en brøkdel af en elektronladning. usk at skyen angiver et område som elektronen bevæger sig indenfor. Dvs., at elektronerne (fra hver -O binding) tilbringer mere tid i nærheden af O-atomet end i nærheden af -atomerne. 4

Da der er sket en ladningsforskydning, er de to -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 - N 3. N 3 molekylet indeholder et N og tre -atomer og er heller ikke lineært da alle tre -atomer er bundet til N- atomet. Atomerne er derfor ikke forbundet i forlængelse af hinanden. Molekylet er heller ikke fladt - - atomerne er alle forskudt i samme retning ud af planen i forhold til N-atomet. -N- vinklerne er klemt samme og er derfor kun ca. 107 o. Elektronerne er forskudt væk fra -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. vorfor er ammoniak N 3 ikke plant (fladt) og vand 2 O ikke lineært? Lad os se på de yderste elektroner i N og : vert -atom har en elektron i den yderste skal. N-atomet har 5 elektroner i den yderste skal. Ifølge und'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 -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 -atomerne væk. Tilsvarende for 2 O, hvor O har to ledige elektronpar, og for C 4 som har 0 ledige elektronpar.??? Prøv selv at lave elektronprikformlerne for 2 O og C 4. 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 C 4, er bindingsvinklen tæt på den ideelle værdi: 109,5 o. I 2 O og N 3, 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 -atomerne til at trække dem væk far centralatomet - de er ikke delt. Bindingselektronerne er derimod delt med -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 2 O og N 3 kun: 2 O: 104,5 o N 3 : 107,3 o??? Undersøg ladningsfordelingen i andre molekyler på Fronter (Chime plugin skal være installeret i Internet Eplorer det virker ikke i andre browsere). 3. vad 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. F er elektronegativiteten 2,21 for hydrogen. 4. vad kan man bruge så elektronegativitet til? Elektronegativitetsforskelle mellem to atomer kan bruges til at forudsige hvilken type bindinger de vil danne. vis elektronegativitetsforskellen (ΔEN) mellem to atomer i en binding er stor, er elektronerne forskudt langt over mod det mest elektronegative grundstof. vis 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 2, F 2, N 2 og O 2 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 NO 2 ligeledes, hvis det kun indeholder N-O bindinger. Polær kovalent binding: I Cl er EN() = 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, CS 2, CO og N 3 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. De negative Cl - ioner tiltrækkes af de lidt positive atomer i 2 O, og bliver derfor trukket ud i vandfasen. De positive Na + ioner tiltrækkes derimod af det negative oygenatom og bliver ligeledes omgivet af vandmolekyler som trækker dem ud i vandfasen. EN() = 2,21 og EN(O) = 3,44 => ΔEN = 1,23 ΔEN = 1,23 er en høj værdi og vandmolekyler er derfor stærkt polært: De rød-hvide vandmolekyler i billedet til venstre, antyder hvordan 2 O 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). F angiver CO at molekylet består af 1 stk. carbon og 1 stk. oygen. 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. F et af hver i CO men 1 C og 2 O i CO 2. Dette kaldes en bruttoformel. I to-atomige molekyler opskrives atomerne i overensstemmelse med følgende rækkefølge fra venstre mod højre: F Metaller, B, Si, C, As, P, N,, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, O, F Cl og ikke Cl CS 2 og ikke S 2 C P 3 og ikke 3 P Kemiske forbindelser af ens grundstoffer gives samme navn som grundstoffet. F hedder Br 2 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. vis der kun er ét atom af slagsen kan Forstavelser til kovalente forbindelser (molekyler). Mono 1 Di 2 Tri 3 Tetra 4 Penta 5 ea 6 epta 7 Octa 8 Nona 9 Deca 10 man undlade at skrive noget men når det drejer sig om f giftige forbindelser vælger man ofte at angive sammensætningen. Se f sammenligningen mellem CO og CO 2 herunder. CO er særdeles giftig i modsætning til CO 2. Eksempler: Cl CS 2 P 3 ICl N 2 O 3 BF 3 CO 2 CO ydrogenchlorid Carbondisulfid Phosphortrihydrid Iodchlorid Dinitrogentrioid Bortrifluorid Carbondioid Carbonmonoid??? vad hedder stofferne NO, NO 2, SO 2, SO 3, PO 5, 2 O og N 2 O (lattergas)? 8