Bindingstyper. I løbet af 9. klasse skal vi arbejde med fire forskellige bindingstyper: Ionbindinger. (se dias 2-9) Kovalente bindinger (også kaldet molekylebindinger). (se dias 6-10) Metalbindinger. (kommer senere) Hydrogenbinding. (se dias 11)

Ionbindinger. Ionbindinger findes ved salte. Her bindes en positiv ion (næsten altid en metal-ion) sammen med en negativ ion (en ikke-metal-ion) i et krystal. De kommer herved begge til at opfylde oktet-reglen. Ionerne bindes sammen i miliardvis i krystallerne – i et NaCl-krystal har vi måske 123456789000000000000000 Na+ ioner der er bundet sammen med 123456789000000000000000 Cl- ioner. Se side 3 hvor der vises gitter/krystal Formel ”NaCl” viser således at der for hver Na+ ion er der et Cl- ion. Krystallet kan opløses i vand, hvorefter ionerne bindes til vandmolekylerne. Se illustration side 4. Hvis der kan opløses mere end 2 gram pr 100 ml vand saltet for ”letopløselig” NaCl er således letopløselig (ca. 35 g pr. 100 ml), mens CaCO3 er tungtopløselig (ca. 0,0015 g pr. 100 ml vand). Denne ”ionsuppe” er strømledende. Omvendt kan vi vide at en strømførende væske indeholder ioner. Krystallet kan ligeledes ”bryde sammen” når saltet opvarmes. Ved opvarmingen kommer ionerne til at vibrere (=opvarming) så meget, at ionbindingerne bryder sammen. Smeltede krystaller er ligeledes strømledende. NaCl smelter således ved 802oC. Ved en ionbinding har det ene grundstof (f.eks. Na, der herefter bliver til Na+ ) afleveret en elektron til det andet (f.eks. til Cl, der herefter bliver til Cl- ). De positive og negative ioner holdes sammen ved gensidig tiltrækning = ionbindingen. Ved en ion-binding opfyldes oktetreglen.

Til venstre: Model at NaCl-krystal. Til højre: Foto af CuSO4-krystal.

Saltkrystallet opløses ved at de polære vandmolekyler ”rykker” ionerne ud af krystalgitteret. Vandmolekylet er negativt ved oxygenatomet (da vandmolekylet er polært, med oxygenatomet som det mest elektronnegative atom) og Na+ rykkes derfor ud af gitteret af vandmolekylets oxygenatom.

Endnu en illustration af hvordan vandmolekylerne rykker ionerne ud af saltkrystallerne

Vand er et polært molekyle. Hydrogen Hydrogen Hydrogen Hydrogen oxygen oxygen Fælles elektronpar Vand er et polært molekyle. Det skyldes at oxygenatomet trækker meget i de to elektroner, der er fælles for de to atomer (på tegningen har jeg kun tegnet et elektron-par for molekylets højre side, det det samme gælder selvfølgeligt for den højre). Molekylet bliver derved polært (man kan sige at det får poler), således at oxygenatomet bliver negativt og hydrogenatomerne bliver positive.

Ja, men hvorfor?

http://www.ptable.com/

Om forskellen mellem ionbindinger og kovalentebindinger: Ved en ionbinding siger vi at det ene grundstof ”stjæler” en elektron fra det andet grundstof. Se øverste tegning. Ved en polær kovalent binding ”stjæles” elektronerne i elektronparret delvis (elektronerne i elektronparret trækkes mest over til det ene grundstof). Se midterste tegning. Ved en ikke-polær kovalent binding deles atomerne ”pænt” om elektronerne (elektronerne i elektronparret er ligeligt fordelt). Se nederste tegning. Denne evne til at trække/stjæle elektroner kaldes for: Elektronnegativitet. Jo mere elektronnegativt et stof er, jo mere vil det ”stjæle/trække i” elektronerne. Det interessante bliver herefter, hvor stor forskellen i deres ”træk”(elektronnegativitet) er. Lav et minusstykke ved beregningen). Se videre på side 8. Vi har således en ionbinding/salt hvis forskellen i elektronnegativitet er tilstrækkelig stor (det ene grundstof har trukket så kraftigt at elektronen er ”strålet”).

Elektronnegativitet, se skemaet på forrige side Kaliumiodid har en forskel i elektronnegativiteten på 2,5 – 0,8 = 1,7. I kan se i næstnederste kasse (forrige dias) at bindingstypen er ”ionbinding”, dvs. at KI er et salt. Vand har en forskel i elektronnegativiteten på 3,5 – 2,1 = 1,4. I kan se i midterste kasse at bindingstypen er ”polær kovalent”, dvs. at H2O er et polært molekyle. Undersøg følgende link (her kan I prøve at kombinere forskellige stoffer): http://www.emu.dk/gsk/fag/fys/ckf/fase1/1fokv/kemisk_binding/bonding1.swf Hvis I har lavet en ionbinding vises det som ioner i opløsning, kovalante bindinger resulterer i et molekyle bygget at et molekylebyggesæt med elektronskyer omkring.

Gode link. De forskelle grundstoffers elektronnegativitet kan undersøges i dette Periodisk system (flash) http://www.touchspin.com/chem/DisplayTable.html En animation af bindinger: (se under ionic bond): http://www.emu.dk/gsk/fag/fys/ckf/fase1/1fokv/kemisk_binding/bindingstyper.swf http://www.emu.dk/elever7-10/fag/fys/temaer/kemisk_binding/bindinger/ionbinding/index.html

Kovalente bindinger Kovalente bindinger findes ved molekyler (molekyler opbygges af ikke-metaller). Det er således kovalente bindinger vi kan vise/undersøge med molekylebyggesættene (vores røde/hvide/sorte/blå kugler med tilhørende pinde). Det er kovalente bindinger, der holder atomerne sammen til et molekyle. Molekylet er en ”enhed”, der holdes sammen, f.eks. H2O, hvor to hydrogenatomer bindes til oxygenatomet – og disse tre atomer bliver derved til en ”enhed” – som vi kalder et molekyle. Ved en kovalent binding deles atomerne om et elektronpar. Et delt elektronpar resulterer i en enkeltbinding (findes ved H2O) To delte elektronpar resulterer i en dobbeltbinding (findes ved CO2), tre delte elektronpar resulterer i en tripelbinding (findes ved N2). Ved en kovalent-binding opfyldes oktetreglen. Kovalente bindinger kan enten være polære eller ikke-polære.

Hydrogenbinding: Vandmolekylerne hænger sammen da vandmolekylerne er polære

Oktet-reglen: 6. Hovedgruppe Oxygenatomet ”ønsker” 8 elektroner. (vi kigger nu på oxygen) Oktet-reglen: Oxygenatomet ”ønsker” 8 elektroner.

Elektroner (negative) Neutroner Protoner (positive, afgør hvilket grundstof vi taler om)