4.4 Kovalent binding og molekylstruktur

Deling er løsningen

Ionebinding handler om å gi og ta -- et atom overforer elektroner til et annet. Men hva skjer når to ikke-metaller møtes? Ingen av dem vil gi fra seg elektroner. Begge vil ha flere. Løsningen? De deler.

Vann, sukkermolekyler, DNA, plast, og alle organiske forbindelser i kroppen din har en ting til felles: de holdes sammen av kovalente bindinger. Dette er den vanligste bindingstypen i naturen! Kovalent binding oppstår når atomer deler elektronpar med hverandre. I motsetning til ionebinding, der elektroner flyttes permanent, "eier" begge atomene det delte elektronparet sammen.

Nøkkelen til å forstå kovalent binding er den samme drivkraften som for ionebinding: atomer vil oppnå edelgasskonfigurasjon. Men her oppnår de det ved å telle de delte elektronene for begge atomene. Et delt elektronpar "tilhører" begge!

La oss starte med det enkleste eksempelet: hydrogenmolekylet (H2). Hvert hydrogenatom har 1 valenselektron, men trenger 2 for å fylle K-skallet (som helium). To hydrogenatomer løser dette ved å dele sine elektroner. Nå "ser" hvert atom 2 elektroner rundt seg -- edelgasskonfigurasjon! Det delte elektronparet kalles et bindende elektronpar, og det holder atomene sammen fordi begge kjernene tiltrekker det samme elektronparet.

Lewis-strukturer og oktetregelen

For å vise hvordan elektroner fordeles i et molekyl, bruker vi Lewis-strukturer. Her tegnes alle valenselektronene -- både de som deles (bindende par) og de som ikke deles (frie elektronpar, også kalt ensomme par).

La oss se på noen viktige molekyler. I vann (H2O) har oksygen 6 valenselektroner og hvert hydrogen har 1, til sammen 8. Oksygen deler ett elektronpar med hvert av de to hydrogenatomene -- det gir 2 bindende par. De resterende 4 elektronene på oksygen danner 2 frie par. Totalt rundt oksygen: 2 delte par pluss 2 frie par = 8 elektroner. Oktetregelen er oppfylt!

I ammoniakk (NH3) har nitrogen 5 valenselektroner og hvert hydrogen har 1, til sammen 8. Nitrogen deler 1 elektron med hvert av 3 hydrogenatomer, noe som gir 3 bindende par. Det gjenstår 1 fritt elektronpar på nitrogen. Totalt rundt nitrogen: 8 elektroner.

I metan (CH4) har karbon 4 valenselektroner og hvert hydrogen har 1, til sammen 8. Karbon danner 4 bindinger -- en til hvert hydrogen -- og har ingen frie elektronpar. Karbon oppfyller oktetregelen med 8 elektroner, og hvert hydrogen har 2 (duettregelen for de minste atomene).

De frie elektronparene er ikke bare pynt i tegningene. De pavirker molekylenes form. I metan, uten frie par på karbon, er molekylet symmetrisk med tetraederform. I vann tvinger de to frie parene på oksygen molekylet til en vinklet form (ca. 104,5 grader). I ammoniakk gir det ene frie paret en pyramideform.

Enkelt-, dobbelt- og trippelbindinger

Atomer kan dele mer enn ett elektronpar. I en enkeltbinding deles 1 elektronpar (2 elektroner), tegnet med en strek: C-H, O-H. Atomene kan rotere fritt rundt bindingen. Eksempler er H2, H2O og CH4.

I en dobbeltbinding deles 2 elektronpar (4 elektroner), tegnet med to streker: C=O, O=O. Her er det ingen fri rotasjon, bindingen er sterkere og kortere enn en enkeltbinding. Eksempler er O2 og CO2. I karbondioksid danner karbon en dobbeltbinding med hvert oksygenatom: O=C=O. Hvert oksygen har også 2 frie elektronpar, og oktetregelen er oppfylt for alle atomene.

I en trippelbinding deles 3 elektronpar (6 elektroner), tegnet med tre streker: N-trippel-N, C-trippel-C. Dette er den sterkeste og korteste bindingstypen. Nitrogengass (N2) er et fantastisk eksempel. Hvert nitrogenatom har 5 valenselektroner, og de trenger å dele 3 par for å oppnå oktetregelen. Resultatet er en trippelbinding som er så sterk at N2 er et av de mest stabile molekylene vi kjenner. Det er denne styrken som gjor at det er så energikrevende å "bryte opp" nitrogen fra luften -- noe planter trenger for å vokse.

Moenesteret er tydelig: flere delte elektronpar gir sterkere og kortere binding. Enkel er svakest og lengst, dobbel er middels, trippel er sterkest og kortest.

Polare og upolare bindinger

Ikke alle kovalente bindinger er like. Noen ganger deles elektronene likt, andre ganger ulikt. Dette bestemmes av elektronegativitet -- et atoms evne til å tiltrekke seg elektroner i en binding.

Når to like atomer danner en binding, deles elektronene helt likt. H-H, Cl-Cl, O=O og N-trippel-N er alle upolare kovalente bindinger. Elektronskyen er symmetrisk mellom atomene.

Men når to ulike atomer binder seg, trekker det mest elektronegative atomet elektronene mot seg. I en O-H-binding har oksygen elektronegativitet 3,5 og hydrogen 2,1. Forskjellen er 1,4, noe som betyr at oksygen trekker det delte elektronparet mot seg. Dette gir oksygen en delvis negativ ladning (skrevet delta-) og hydrogen en delvis positiv ladning (delta+). En slik binding kalles polar kovalent.

Pauling-skalaen for elektronegativitet gir oss nyttige tommelfingerregler. Fluor er høyest med 4,0, etterfulgt av oksygen på 3,5, nitrogen og klor på 3,0, karbon på 2,5, hydrogen på 2,1, og natrium helt nede på 0,9. Når forskjellen er under 0,5, kaller vi bindingen upolar kovalent. Mellom 0,5 og 1,7 er den polar kovalent. Over 1,7 er den så polar at vi kaller det ionebinding.

Vann er et strålende eksempel på konsekvensene av polare bindinger. Begge O-H-bindingene er polare, og det vinklede molekylet gjor at den negative og positive ladningen ikke kansellerer hverandre. Vann har en "positiv side" (hydrogenene) og en "negativ side" (oksygenet), og er et polart molekyl med en dipol. Dette er grunnen til at vann kan løse salt og andre ioneforbindelser, danner hydrogenbindinger, og har et uvanlig høyt kokepunkt for så lite molekyl.

Kovalente forbindelser (molekylare stoffer) har typisk lavt smelte- og kokepunkt fordi det er de svake kreftene mellom molekylene som brytes ved smelting og koking, ikke de sterke kovalente bindingene innad. De leder generelt ikke strøm fordi det ikke finnes frie ioner eller elektroner. Og loseligheten følger regelen "like løser like": polare molekyler løser seg i polare løsemidler som vann, mens upolare molekyler løser seg i upolare løsemidler som olje.

Oppsummering

Fra det enkleste molekylet -- hydrogen med sine to atomer -- til det mest komplekse -- DNA med milliarder -- holder kovalente bindinger det hele sammen gjennom deling av elektroner.

Nokkelkunnskapen fra dette kapittelet:

- Kovalent binding dannes når atomer deler elektronpar, typisk mellom ikke-metaller. Begge atomene oppnår edelgasskonfigurasjon ved å telle de delte elektronene
- Lewis-strukturer viser alle valenselektroner: bindende par (mellom atomer) og frie par (på enkeltatomet). Oktetregelen krever 8 elektroner rundt hvert atom (2 for hydrogen)
- Enkelt-, dobbelt- og trippelbinding: Atomer kan dele 1, 2 eller 3 elektronpar. Flere par gir sterkere og kortere binding. N2 har en svart sterk trippelbinding
- Polare bindinger oppstår når atomene har ulik elektronegativitet (forskjell 0,5-1,7). Det mest elektronegative atomet får delvis negativ ladning. Fluor er mest elektronegativt (4,0)
- Vann er polart på grunn av polare O-H-bindinger og vinklet form, noe som gjor det til et fantastisk løsemiddel for ioneforbindelser
- Egenskaper: Kovalente forbindelser har lavt smeltepunkt (svake krefter mellom molekylene), leder ikke strøm, og løseligheten følger "like løser like"