Kemiska bindningar
John Dalton ansåg att alla ämnen består av atomer och att det fanns ‘rena’ grundämnen som innehöll endast ett slags atomer.
Kemiska tecken
Dalton hittade på symboler (fig 1 nedan) för dessa grundämnen som man kunde använda för att beskriva kemiska reaktioner mellan vissa grundämnen. Svensken Berzelius föreslog år 1814 att använda första eller två första bokstäverna i grundämnes latinska namn som beteckningar på grundämnena. Dessa kallas grundämnenas kemiska tecken.
Varningsetiketter
Kemiska ämnen och föreningar är ofta (i stora mängder) giftiga. Numera brukar man använda varningssymboler på etiketter som skall sitta på kemikalieburkar eller flaskor med kemikalier. På burkar med mycket giftiga ämnen finns en symbol i form av en dödskalle. En riktigt eldfarlig kemikalie symboliseras med bild av eldsflammor och burkar med hälsovådliga kemikalier har kryss på varningsetiketten. Kemiska ämnen kan också vara explosiva. På etiketterna står också ämnets eller föreningens kemiska namn samt en kort beskrivning över riskerna med ämnet.
Kemisk reaktion
Ett exempel på hur kemiska reaktioner sker visas i denna kemiska formel där gaserna (som är två-atomiga) vätgas (H2) och syrgas (O2) förenas och vatten bildas: 2 H2 + O2 –> H2O . När två eller flera atomer av ett eller olika slags grundämnen slagit sig ihop får man en s.k. molekyl. I exemplet ovan anger en nedsänkt tvåa att det finns två atomer av grundämnet vilka tillsammans bildar en molekyl, t.ex. vätgasmolekylen H2.
Tvåan framför H2 dvs. 2 H2 betyder att det finns två molekyler vätgas. Formeln innebär i detta fall alltså att två vätgasmolekyler förenas med en syrgasmolekyl och en vattenmolekyl bildas. Observera att antal atomer av de i reaktionen ingående grundämnena skall vara lika stort på båda sidor av reaktionspilen (–>). För start av reaktionen behövs energi.
Atomvikt
Atomer från olika grundämnen har som nämnts olika massa, vikt. Numera anger man atomvikten med enheten u som är en tolftedel av grundämnet kol-s atomvikt. Den lättaste atomen, väteatomen har atomvikten 1,008 och exempelvis syreatomen har atomvikten 16,0.
Man upptäckte under 1800-talet att vissa grundämnen hade liknande egenskaper. Därför ordnade man dem i grupper och efter stigande atomvikt i ett s.k. periodiskt system. Mendelejev tillskrivs äran för detta periodiska system. Han förutsåg ‘nya’ okända ämnens egenskaper beroende på den plats de skulle ha i systemet (fig 2).
Periodiska systemet
I det periodiska systemet ordnas grundämnena efter stigande antal protoner, dvs. kärnladdning. Som nämnts är även antalet elektroner i en atom lika stort som antalet elektroner. Elektroner som finns i det yttersta elektronskalet, valenselektroner, har störst betydelse för grundämnets reaktionsförmåga. Grundämnen med samma antal elektroner i sitt yttersta skal har placerats under varandra i grupper, medan grundämnen med samma antal skal finns i vågräta rader, perioder i det periodiska systemet.
Ämnen i samma grupp har likartade kemiska egenskaper. Alkalimetallerna, grupp 1, längst till vänster i periodiska systemet innehåller grundämnen med atomer med en elektron i yttersta skalet. Denna elektron kan ganska lätt ‘tappas’ till andra grundämnens atomer, t.ex. till atomer i gruppen halogener som ’saknar’ en elektron i sitt yttersta elektronskal. Det finns nämligen en strävan hos atomen att försöka få ‘fulla’ elektronskal, t.ex. två elektroner i K-skalet eller åtta elektroner i L-skalet osv.
Detta brukar man kalla oktettregeln. Kemiska reaktioner är egentligen förflyttningar, förskjutning av elektroner från eller till atomer. Andra grupper i periodiska systemet är grupp två, alkaliska jordartsmetaller (Mg, Ca) med två elektroner i sitt yttersta elektronskal och grupp 8 (0) med fulla elektronskal, ädelgaser (He, Ne, Ar osv).
Naturligt nog kommer ädelgaser knappast att reagera med andra ämnen på grund av att de har fulla elektronskal.
Atomer som tar upp en elektron (eller flera) för att få fulla elektronskal får då, eftersom den positiva kärnladdningen fortfarande är densamma, totalt sett en negativ laddning (-1). Man kallar då atomen för en negativ jon.
Atomer som avger elektroner blir i stället positivt laddade joner. När atomer avger eller upptar elektroner för att få fulla elektronskal uppstår ofta jonbindning.
Jonbindning
I figuren ovan (fig 3) visas hur en natriumatom (grupp 1) vid nära kontakt med en kloratom (grupp 7) lämnar ifrån sig sin enda elektron i yttersta skalet till kloratomen. Denna kloratom har 7 elektroner i sitt yttersta skal men ‘vill gärna’ få ett fullt skal, dvs. 8 elektroner (oktettregeln). Därvid bildas joner i form av en natriumjon och en kloridjon.
Natriumjonen har nu endast två elektronskal medan klor-jonen fyllt sitt yttersta skal. Kloridjonen har blivit, totalt sett, negativt laddad (-1) och Natriumjonen har fått laddningen +1. Dessa joner sammanbinds på grund av de elektriska laddningarna och den kemiska föreningen koksalt (NaCl / Na+Cl-) bildas. Denna bindningstyp kallas jonbindning.
Molekylbindning
I figuren (fig 4) visas en annan typ av bindning, kovalent bindning – (molekyl- / elektronparbindning). Här finns en strävan efter att dela på elektroner så att atomerna får fulla elektronskal. I exemplet visas reaktionen mellan en vätgasmolekyl och en klorgasmolekyl som delar på elektroner och två väteklorid-molekyler bildas (HCl dvs. saltsyra).
Alla gaser är tvåatomiga och för att molekylen skall bildas måste t.ex. vätgas- molekylens ingående väteatomer dela på sina elektroner. Detta kan åskådliggöras på figuren genom att elektroner ritas i skärningspunkterna för de yttersta elektron-skalen. På så vis får varje väteatom i praktiken två elektroner, dvs. ett fullt skal, i sitt enda elektronskal. På samma sätt delar kloratomerna i klorgasmolekylen på ett elekronpar (2 elektroner).
Vid den kemiska reaktionen splittras atomerna och en väteatom förenar sig i stället med en klor-atom och en vätekloridmolekyl bildas. I denna molekyl hålls åter igen atomerna ihop av delade elektroner (2 st). Väteatomen får 2 elektroner i sitt yttersta skal och kloratomen får 8 elektroner.
Grundämnen som befinner sig nära i det periodiska systemet brukar bilda elektronparföreningar medan grundämnen långt ifrån varandra i det periodiska systemet bildar jonföreningar.
Elektronegativitet
I exemplet när saltsyra (väteklorid) bildades och en väteatom och en kloratom förenades delas elektronerna mellan atomerna. Elektronerna befinner sig dock oftare hos kloratomen. Man säger att klor har större elektronegativitet.
Grundämnen som ’saknar’ elektroner i yttersta elekronskalet (jmf oktettregeln) strävar efter att fylla de ‘lediga’ platserna i skalet. Sådana grundämnen finns fr.a. i övre högra hörnet av periodiska systemet, som framgår av fig 5 nedan. Exempel på grundämnen med stark elektro-negativitet är fluor, syre och klor.
Föreningen väteklorid får genom sin starkare koncentration av elektroner i ‘kloränden’ av molekylen en mer negativ ända och i ‘väteänden’ en mindre negativ del. Man brukar benämna en sådan kovalent bindning för en dipol. Vattenmolekyl H2O (fig 6) är också en dipol där den starkt elektronegativa syreatomen blir ‘minusända’ och väteatomerna blir ‘plusända’.
Typer av molekylbindningar
Trots att en komplett molekyl är elektriskt neutral kan molekyler bindas med andra molekyler. Den starkaste bindningen kallas vätebindning. Den uppstår mellan en väteatom som är bunden mellan starkt elektronegativa atomer såsom fluor, klor, syre eller kväve. Vätebindning finns t.ex. mellan vattenmolekylerna, vilket förklarar varför det behövs stor energimängd för att förånga det.
En svagare bindningstyp mellan molekyler är dipol-dipolbindningen som finns mellan minussidan på en dipol och plussidan på en annan dipol. Den tidigare nämnda vätebindningen mellan vattenmolekyler är ju egentligen också en form av dipol-dipolbindning där väteatomer ingår i bindningen.
Den svagaste formen av bindning mellan molekyler kallas Van der Waals-bindning som uppstår även mellan icke-polära molekyler genom att atomernas elektronskal svänger något fram och tillbaka. Därmed kan molekylena i vissa stunder bli en aning polära och därvid bindas med varandra.
