Kovalent bindning

Videogenomgång (flippat klassrum)

English-speaking or IB student? Check out the English version instead!

Dagens fråga

Varför kommer atomerna "två och två" i vätgas, kvävgas, syrgas och alla halogener?

Varför bildar kolatomer ogärna joner?

Plocka fram

• I₂(s)
• bägare, 100 ml
• urglas

Molekyler

Demo: Jod sublimerar

1. Lägg lite I₂(s) i bägaren.
2. Täck över med urglaset.
3. Värm med brännare.
4. I₂(s) sublimeras: I₂(s) → I₂(g)
5. I₂(s) deponeras på urglaset: I₂(g) → I₂(s)

Intra- och intermolekylära bindningar

Bindningar inom molekyler (intramolekylära bindningar) är starka.

Bindningar mellan molekyler (intermolekylära bindningar) är svaga.

Det är detta som händer när vi värmer på I₂(s):

Bindningarna mellan jodmolekylerna bryts.

• Joden går över i gasform.

Bindningarna mellan jodmolekylerna återbildas.

• Joden går över i fast form igen (på urglaset),

Den kovalenta bindningen

I jonföreningar: jonbindningar

”Opposites attract.”

Elektrostatiska krafter håller samman jonerna.

• Så trodde man länge att alla kemiska föreningar hölls samman!

Men, jag har sagt några gånger: H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂ (kanske också At₂) – kommer alltid två och två!

Varför det?

I molekylföreningar: Kovalenta bindningar

Vi börjar med väte, H.

Hur många valenselektroner? 1e^–

Hur många vill den ha/göra sig av med för att få ett fullt yttersta skal? En!

Två alternativ:

• H → H⁺ + e^–

• H + e^– → H^- (hydridjon)

Väteatomen kan också låna en elektron från en annan atom – t.ex. en annan väteatom!

Elektronformel: H· + ·H → H:H + energi

Varje väteatom har två elektroner (= fullt yttersta elektronskal), eftersom den lånar en elektron från den andra!

Två namn på denna bindning

1. Elektronparbindning
   • (Eftersom atomerna delar på ett elektronpar.)
2. Kovalent bindning
   • (Eftersom elektronparet delas lika mellan de två atomerna.)

Klor, Cl

Elektronformel:

Elektronkonfigurationen för klorgas, Cl₂.

• Varje kloratom får åtta e^– i sitt yttersta skal, ty den lånar en elektron från den andra.

Samma gäller för de övriga halogenerna.

Svavel – ring av S₈.

Fosfor – tetraeder av P₄.

Enkel-, dubbel- och trippelbindningar

Vätgas, H₂

Väteatomerna delar på ett enda elektronpar: H–H

• Enkelbindning

Mellan två väteatomer uppstår en enkelbindning.

Syrgas, O₂

Syreatomerna delar på två elektronpar: O=O

Elektronformeln för syrgas, O₂.

Det uppstår en dubbelbindning mellan syreatomerna.

Kvävgas, N₂

Kväveatomerna delar på tre elektronpar: N≡N

Elektronformeln för kvävgas, N₂.

Det uppstår en trippelbindning mellan kväveatomerna.

Atomjoner och sammansatta joner

Salter av atomjoner

Jonerna består endast av ett atomslag.

• Exempel: Na⁺Cl^–

Sammansatta joner

Jonerna består av flera atomslag.

Exempel: Sulfatjonen, SO\({\sf _4^{2-}}\)

Fyra syreatomer binder till en svavelatom.

Hela strukturen är tvåvärt negativ.

I elektronformeln för sulfatjonen kan vi se att två extra elektroner (orangea) behövs för att alla atomerna ska uppnå ädelgasstruktur.

Kopparsulfat: CuSO₄ innehåller en atomjon (Cu²⁺) och en sammansatt jon (SO\( _4^{2-}\)).

Exempel: Karbonatjonen, CO\({\sf_3^{2-}}\)

Karbonatjonen är tvåvärt negativ.

I elektronformeln för karbonatjonen kan vi se att två extra elektroner (orangea) behövs för att alla atomerna ska uppnå ädelgasstruktur.

Kalciumkarbonat: CaCO₃ innehåller en atomjon (Ca²⁺) och en sammansatt jon (CO\(  _3^{2-}\)).