3.2 Kovalent binding

Å dele i stedet for å gi bort

I ionebindingen ga det ene atomet bort elektroner til det andre. Men hva skjer når to atomer begge vil ha elektroner, og ingen vil gi seg? Da finner de en genial løsning: de deler. En kovalent binding er en binding der to atomer deler ett eller flere elektronpar, og den oppstår typisk mellom ikke-metaller -- som i $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{H}_2\text{O}$ og $\text{CH}_4$.

Hvorfor deler de? Fordi begge atomene da kan oppnå en stabil elektronkonfigurasjon, vanligvis åtte elektroner i valensskallet -- oktettregelen igjen. Et delt elektronpar kalles et bindepar, mens et elektronpar som ikke deltar i bindingen, kalles et fritt elektronpar (lone pair).

Det enkleste eksempelet er hydrogenmolekylet. Hvert H-atom har bare ett elektron. Ved å legge dem sammen og dele, får begge tilgang til to elektroner -- som helium: $\text{H} \cdot + \cdot \text{H} \rightarrow \text{H} - \text{H}$. Klormolekylet gjør det samme, men her har hvert kloratom 7 valenselektroner. Deler de ett par, får begge åtte og fullt oktett: $\text{Cl} \cdot + \cdot \text{Cl} \rightarrow \text{Cl} - \text{Cl}$.

Enkelt, dobbelt og trippelt

Atomer trenger ikke nøye seg med å dele bare ett par. Antallet delte par bestemmer bindingens type og styrke. En enkeltbinding deler ett elektronpar (2 elektroner), som i $\text{H}-\text{H}$, $\text{Cl}-\text{Cl}$ og i $\text{H}-\text{O}-\text{H}$.

En dobbeltbinding deler to elektronpar (4 elektroner). Ta oksygenmolekylet, $\text{O}=\text{O}$: hvert oksygenatom har 6 valenselektroner, og ved å dele to par får begge åtte elektroner. En trippelbinding deler hele tre elektronpar (6 elektroner). Nitrogenmolekylet $\text{N}\equiv\text{N}$ er eksempelet: hvert nitrogenatom har 5 valenselektroner, og deling av tre par gir begge åtte. Denne sterke trippelbindingen er forresten grunnen til at nitrogengass er så lite reaktiv.

Og styrken følger antallet par: trippelbinding er sterkere enn dobbeltbinding, som er sterkere enn enkeltbinding. Jo flere par som deles, jo hardere holder atomene sammen. Et molekyl kan også ha flere typer: karbondioksid er $\text{O}=\text{C}=\text{O}$, med to dobbeltbindinger.

Lewis-strukturer -- molekylets kart

For å vise nøyaktig hvordan elektronene fordeler seg i et molekyl, tegner vi Lewis-strukturer. Det finnes en oppskrift. Først teller du opp alle valenselektronene fra alle atomene (og justerer for ladning hvis det er et ion). Så plasserer du det minst elektronegative atomet i midten, med hydrogen alltid på kanten siden det bare kan ha én binding. Du tegner enkeltbindinger, fordeler de resterende elektronene slik at de ytre atomene først får oktett, og sjekker så om alle atomene (utenom H) har åtte elektroner. Hvis ikke, lager du dobbelt- eller trippelbindinger ved å flytte frie par inn i bindinger. Til slutt tegner du inn alle frie elektronpar.

La oss prøve vann, $\text{H}_2\text{O}$. Totalt valenselektroner: $2 \times 1 + 6 = 8$. Oksygen i midten, hydrogen på sidene, to enkeltbindinger ($\text{H}-\text{O}-\text{H}$) bruker 4 elektroner, og de siste 4 blir to frie elektronpar på oksygenet. Oksygen har nå 8 elektroner, hvert hydrogen har 2 -- ferdig.

Karbondioksid er litt mer krevende. Valenselektroner: $4 + 2 \times 6 = 16$. Karbon i midten ($\text{O}-\text{C}-\text{O}$), to enkeltbindinger bruker 4, og vi fordeler resten på oksygenene. Men da har karbon bare 4 elektroner -- for lite. Løsningen er å flytte ett fritt par fra hvert oksygen inn i bindingen, slik at vi får $\text{O}=\text{C}=\text{O}$. Nå har både karbon og hver oksygen åtte. Vakkert.

Polare bindinger og molekylenes form

Når to like atomer deler elektroner, deles de helt likt. Men når to ulike atomer binder seg, er ikke delingen rettferdig -- det mest elektronegative atomet trekker elektronene mot seg. Vi bruker elektronegativitetsdifferansen $\Delta\text{EN}$ til å vurdere dette. Er $\Delta\text{EN}$ mellom 0 og 0,4, er bindingen upolar kovalent (elektronene deles likt, ingen partialladninger). Er den mellom 0,4 og 1,7, er bindingen polar kovalent -- elektronene trekkes mot det elektronegative atomet, som får en delvis negativ ladning $\delta-$, mens det andre får $\delta+$. Er $\Delta\text{EN}$ over 1,7, regner vi bindingen som ionisk.

La oss bruke Pauling-verdiene. I $\text{H}-\text{Cl}$ er $\Delta\text{EN} = 3{,}0 - 2{,}1 = 0{,}9$, altså polar, med $\overset{\delta+}{\text{H}} - \overset{\delta-}{\text{Cl}}$. I $\text{C}-\text{H}$ er $\Delta\text{EN} = 2{,}5 - 2{,}1 = 0{,}4$, akkurat på grensen til upolar. I $\text{O}-\text{H}$ er $\Delta\text{EN} = 3{,}5 - 2{,}1 = 1{,}4$, tydelig polar.

Men bindingenes polaritet er ikke alt -- molekylets form teller også. VSEPR-teorien sier at elektronparene rundt et sentralatom dytter hverandre maksimalt fra hverandre, og det bestemmer geometrien. I metan, $\text{CH}_4$, har karbon 4 bindingspar og ingen frie par, så molekylet blir tetraedrisk med bindingsvinkler på 109,5°. I ammoniakk, $\text{NH}_3$, har nitrogen 3 bindingspar og 1 fritt par; det frie paret dytter ekstra, så molekylet blir trigonal pyramidalt med vinkler på rundt 107°. I vann, $\text{H}_2\text{O}$, har oksygen 2 bindingspar og 2 frie par, som klemmer vinkelen enda mer sammen til 104,5° og gir molekylet en bøyd, V-formet figur.

Oppsummering

En kovalent binding er deling av elektronpar mellom atomer, drevet av jakten på oktett. Vi skiller mellom enkeltbinding (−), dobbeltbinding (=) og trippelbinding (≡), der flere delte par gir sterkere binding. Lewis-strukturer kartlegger elektronfordelingen: vi teller valenselektroner, plasserer atomer, tegner bindinger og frie par, og lager flerbindinger ved behov, slik som $\text{O}=\text{C}=\text{O}$.

Elektronegativitetsdifferansen avgjør om bindingen er upolar kovalent ($\Delta\text{EN} < 0{,}4$), polar kovalent (0,4-1,7) eller ionisk (> 1,7), der det elektronegative atomet får $\delta-$. Til slutt forklarer VSEPR-teorien molekylenes form: elektronpar støter hverandre fra seg, så $\text{CH}_4$ blir tetraedrisk (109,5°), $\text{NH}_3$ trigonal pyramidalt (~107°) og $\text{H}_2\text{O}$ bøyd (104,5°). Slik henger elektroner, binding og romlig form sammen til et helt molekyl.