Kovalent og hydrogen

Hydrogenbindinger kan betragtes som svage kovalente bindinger hvor elektronparret der udgør bindingen kommer fra det ledige elektronpar på F, O eller N-atomet

Kovalente bindinger er stærke bindinger mellem atomer i et molekyle.
Hydrogenbindinger er derimod intermolekylære bindinger, dvs. de virker mellem molekyler. De går fra H-atomet i H-O, H-F eller H-N til et O-, F-, eller N-atom i et nabomolekyle, og det er meget stærke bindinger, men ikke lige så stærke som de kovalente bindinger. Hydrogenbindingerne virker i alkoholer, og derfor har alkoholen et højere kogepunkt end dens tilsvarende alkan.

Her er din forklaring på den kovalente binding:

Molekyler dannes overvejende, når atomer af ikke-metaller bindes sammen. Af oktetreglen
fremgår, at det drejer sig om at for atomerne at få 8 elektroner i yderste skal.
Elektronskallerne omkring atomerne i et molekyle overlapper hinanden og får elektroner fælles.
Man betegner området, hvor de fælles elektroner findes, for en fælles elektronsky.

Det er som regel elektronerne i de yderste skaller der danner, den fælles elektronsky, dog er det ikke
altid at alle elektronerne i den yderste skal, der findes i de fælles elektronskyer.
Elektronpar-bindingen man kan forstille sig, at de fælles elektronpar fortrinsvis vil opholde sig
mellem atomerne. Da elektronerne er negative og atomkernerne positive, vil denne ophobning af
negativ ladning mellem kernerne holde atomerne sammen. De fælles elektronpar kommer til at
virke som klister mellem atomerne, og der opstår en kemisk binding mellem de to atomer.
Bindingen kaldes elektronparbindingen.

Elektronparbindinger findes dog ikke kun mellem atomer af samme grundstof.
Eksempelvis Methan CH4
1. En kovalent binding mellem 2 ikke-metaller er når de deler et elektronpar. Et eksempel er
hydrogenmolekylet H+H H2 <=> H* + H H – H

2. Hvis man ser på elektronskyen for en kovalent binding, ville man kunne se en stor
elektrontæthed mellem de to kerner. Negativiteten mellem de to kerner, trækker kernerne
mod hinanden, hvilket forklarer kovalent bindingen, men kernerne frastøder også hinanden,
så afstanden mellem de to kerner, er lige når de to kræfter afbalancerer hinanden.

Balancepunktet er det punkt hvor at der er balance mellem den kraft kernerne bliver
tiltrukket af elektronskyen mellem dem, og deres frastødning, når der er det bliver de der.
3. Man symboliserer normalt en kovalent binding med en stregformel: H-H

4. Elektrontætheden mellem de to kerner er her meget stor, fordi den negative elektronsky mellem de positive kerner trækker dem ind mod molekylets midtpunkt. Tiltrækningen forklarer den kovalente binding. Men da kernerne også frastøder hinanden er afstanden mellem kernerne lige så stor at kræften afbalancerer hinanden.
Elektronegativitet
1. De forskellige grundstofatomers tendens til at trække ”fælles” elektroner til sig kaldes
stoffets elektronegativtet.

2. Jo højere elektronegativitet desto mere trækkes elektronerne over mod det pågældende
grundstofs atomer.

3. Da elektronparret i HCl er forskudt mod chloratomet, vil det blive en smule negativt ladet,
mens hydrogen atomet vil blive en smule positivt ladet, dette vises ved at sætte Delta
med et plus eller et minus over atomerne
En kovalent binding, hvor elektronerne er lige fordelt kaldes en ren
kovalent binding. Eksempelvis H-H
4. Jo større forskel der er i elektronegativitet, jo mere polær.

5. Ioner dannes når forskellen af elektronegativitet er meget stor. Eksempelvis med NaCl der
opløses i vand.
Bindingerne i vandmolekylet er polære, den side hvor H-atomerne sidder, er positiv, den
side hvor O-atomet sidder, er negativ. Denne ladnings fordeling betyder meget når
natriumchlorid opløses i vand. Vand molekylerne lægger sig omkring ionerne med det
negative O-atom ind mod Na+, mens den positive side (H-atomerne) vender sig imod Cl-.
Polær/upolær
1. Et molekyle er polært hvis det har en positiv side og en negativ side. Molekyler, der som
vand har en svag ladningsforskydning, kaldes dipoler.

2. Et molekyle er således upolært, hvis det har to ens ender.

Håber det gav mening!

Tak, er der nogen som ved om man kan se eksempler på hvordan disse to bindinger ser ud i en figur?

En hydrogenbinding er en form for en kemisk binding der optræder i molekyler af typen A-H, hvor A er et elektrontiltrækkende atom og H et hydrogenatom. Molekylet udgør en såkaldt dipol, hvor A er den negative og H den positive pol. Det polariserede hydrogenatom bindes til et andet atom eller gruppe af atomer, B, som er negativt polariseret. Hydrogenatomet danner således en binding eller bro, som binder to eller flere molekyler sammen (association).

Med enkelte undtagelser dannes hydrogenbindingen kun, når A hhv. B er oxygen, nitrogen eller fluor. Sædvanligvis skrives hydrogenbindingen med prikker, her illustreret for hydrogenfluorid (HF):

H - F ... H - F ... H - F

Hydrogenbindingen har almindeligvis en styrke på ca. 15-40 kJ/mol og er stærkere end andre såkaldte dipol-dipol-bindinger. Bindingen har udpræget effekt på de stoffer, hvori den optræder, især med hensyn til smeltepunkt, kogepunkt og krystallinske egenskaber. Vands kogepunkt er således langt højere end forventet ud fra rene molekylvægtsbetragtninger.

Kovalente bindinger (eller elektronparbindinger) er en kemisk binding, der — forenklet udtrykt — opstår ved, at atomer i molekylet donerer elektroner til den fælles kemiske binding mellem dem.

Kovalente bindinger opstår således ved, at de to atomer som indgår i bindingen, hver donerer en eller flere elektroner til fælles elektronparbindinger. En binding hvor hver atom hver giver én elektron kaldes en enkeltbinding og angives med en enkelt valensstreg mellem de to atomer. Den simpleste enkeltbinding er den, som binder to hydrogenatomer sammen til dihydrogen, H2, og den symboliseres ved H-H. Dobbeltbindinger og tredobbeltbindinger forekommer, når de indgående atomer deles om henholdsvis fire og seks elektroner. Eksempelvis hhv. C=C eller N:::N

...jeg må øve mig i at skrive hurtigere til næste gang. ;-)

Øhmm.. i kemi2000 bøgerne

Zeta - sådan er det bare - surt show :P