En grundläggande del inom kemin är hur bindningar mellan olika ämnen fungerar. Vi behandlar både bindningar inom ämnen (intramolekylära bindningar), mellan ämnen (intermolekylära bindningar), och varför dessa uppstår. I menyn till vänster kan ni se de artiklar vi har om ämnet.

Intramolekylära bindningar

Intramolekylära bindningar är bindningar som existerar inom en molekyl, jonkristall eller metallkristall. Intramolekylära bindningar är väldigt starka jämfört med de intermolekylära bindningarna som uppkommer mellan atomer och joner.

Typer av intramolekylära bindningar

• Jonbindning − där elektrostatisk attraktion mellan de olika laddade jonerna gör att de håller ihop i en kristallstruktur.
• Metallbindning − där elektroner delas i ett gemensamt elektronmoln.
• Kovalent bindning − där valenselektroner delas i så kallad elektronparbindning.

Jonbindning

En jon är en elektriskt laddad atom eller molekyl. Den har minst en elektron för lite eller för mycket jämfört med de grundämnen den består av. När joner av motsatta laddning kommer nära varandra kommer de att attraheras av varandra. Denna elektrostatiska kraft kallas för en jonbindning.

Joner sitter ihop som kristaller

Joner är benägna att sitta ihop med joner av motsatt laddning. De jonkristaller (saltkristaller) som bildas av många joner är kubiska och är totalt sett oladdade. En av de enklaste kristaller som vi kan kolla på är NaCl (koksalt). NaCl består av jonerna Na⁺ och Cl^–. Runt om varje natriumjon ligger det 6 st kloridjoner. Runt kloridjonerna i fråga ligger 6 st natriumjoner. Denna tredimensionella struktur finns i ett regelbundet mönster i hela kristallen, och ett exempel på en jonkristall (här litiumfluorid) kan ses i bilden till höger.

Hur jonföreningar (salter) kombineras ihop kan du läsa mer om här och här.

Jonbindningar kan vara olika starka

Beroende på ett flertal faktorer (som gås igenom här) kan styrkan på jonbindningar variera. Starka jonbindningar gör att saltet får en hög kok- och smältpunkt, och det blir svårare att lösa upp det i vatten.

Jonkristaller går att lösa i vatten

På grund av att jonkristallen består av laddade delar kan vatten (som är polärt) interagera med de enskilda jonerna, och dra loss dem från jonkristallen. Ju svagare jonbindningen är, desto mer lösligt är saltet i vatten.

Då olika salter löser sig olika bra i vatten, kan man ibland blanda två vätskor med lättlösliga salter, vilket kan skapa svårlösliga salter som faller ut från lösningen.

Jonkristaller är spröda

Jonkristaller är spröda. Om man applicerar ett tryck på dem som flyttar jonerna i ett plan, så kommer kristallen att spricka. Detta illustreras i bilden nedan.

Metallbindning

Metallbindning fungerar på så vis att alla metallatomer släpper ifrån sig en eller flera elektroner till ett gemensamt elektronmoln (även kallat elektronhav), och de enskilda metallatomerna blir till joner. Dessa joner delar på elektronerna i elektronmolnet som finns utspritt genom hela metallkristallen. Detta leder till en mängd med olika fenomen:

Metaller har hög smält och kokpunkt

Metallbinding är i allmänhet mycket stark, och det krävs generellt väldigt mycket värme för att smälta eller koka metaller.

Metaller leder elektricitet bra

Metaller leder elektricitet extremt bra då det finns många elektroner tillgängliga, och dessa inte är är låsta till en speciell atom eller jon. Om man tillför elektroner till en sida av en metall-sladd kommer en annan elektron att komma ut på andra sidan (extremt förenklat).

Metaller är mjuka

Metaller är inte lika sköra som jonkristaller, trots att metallkristallen innehåller joner. En jonkristall går sönder om man förskjuter atomerna i en dimension på grund av att de repellerar varandra. Detta händer inte med metallen då elektronerna rör sig fritt och laddningsskillnaderna finns överallt eller ingenstans beroende på hur man väljer att se på det.

Kovalent bindning

I en kovalent bindning delar en atom valenselektroner med en annan atom. De skapar ett eget lokalt elektronmoln där två elektroner per bindning agerar som valenselektroner för båda atomerna. Detta för båda atomerna i bindningen närmare att uppfylla oktettregeln.

En kovalent bindning kan vara en enkelbindning (2 elektroner), dubbelbindning (4 elektroner), eller trippelbindning (6 elektroner). I bilden till höger ses en enkelbindning. Hur de andra bindningarna ser ut finns i artikeln om streckformler.

Elektronerna är inte alltid jämnt fördelade

En kovalent bindning kan vara polär, dvs. att elektronerna är förskjutna åt något håll i förhållande till resten av molekylen. Vatten är ett exempel på en molekyl med polär kovalent bindning. Syret är mer elektronegativt än vad vätet är, vilket betyder att elektronerna kommer att befinna sig närmare syret än vad det befinner sig vätena.

En molekyl kan också vara en dipol om det finns en polär kovalent bindning som inte är symmetrisk i förhållande till resten av molekylen. Vatten har sina väten placerade som så att de polära bindningarna till dem från syret inte skapar en symmetri inom molekylen. Vattenmolekylen har totalt sett en laddningsförskjutning. Åt det håll där syret ligger är molekylen svagt negativ. Åt det håll där vätena ligger är molekylen svagt positiv.

Koltetraklorid (CCl₄) är en molekyl med en polär kovalent bindning där molekylen totalt sett fortfarande är opolär. De fyra kloratomer som kolet binder till ligger i ett symmetriskt mönster runt om kolet, och kommer då inte att skapa någon laddningsförskjutning utåt sett. Mer om detta i artikeln om polaritet.

Elektronegativitet

Ett viktigt begrepp för att förstå bland annat polaritet är elektronegativitet. Detta kan man säga är en atoms förmåga att dra åt sig elektroner. Om ämnet har en hög elektronegativitet så kommer den att dra mycket i elektronerna i de bindningar den gör till andra ämnen.

Elektronegativitetsskalan

Efter ett stort antal experiment har man fastställt en skala över elektronegativiteten för varje atomslag, vilken kallas för Pauling-skalan. Ni kan se Pauling-skalan applicerad på ett periodiskt system här. Ämnena med högst elektronegativitet ligger i periodiska systemets övre högra hörn, och de med lägst elektronegativitet ligger längst ned till vänster. På grund av att skalan förändras långsamt från vänster till höger och upp till ned så kan man göra en uppskattning på elektronegativiteten hos ett ämne om man känner till elektronegativiteten hos ett närliggande ämne. Läs mer om detta i vår artikel om trenderna i det periodiska systemet.

Bindningstyper baserat på elektronegativitet

En direkt konsekvens av elektronegativiteten är att om vi skapar en bindning där båda atomerna är precis lika elektronegativa så kommer de att dela helt jämlikt på de två elektronerna. Om det är en liten skillnad i elektronegativitet så kommer den ena av atomerna dra mer i elektronerna och bli svagt negativt laddad, och den andra dra mindre i dem och bli svagt positivt laddad. Om vi skapar en bindning där en atom drar mycket mer i elektronerna i bindningen så kommer bindningens båda elektroner att tillhöra den ena atomen.

Det intressanta i det ovanstående är att elektronegativiteten bestämmer om en bindning är en kovalent bindning, polär kovalent bindning eller en jonbindning, vilket ses nedan:

Ren kovalent bindning

Vi börjar med att kolla på en skillnad på 0 i elektronegativitet. Detta innebär att atomerna delar helt jämlikt på elektronerna i bindningen. En ”ren” kovalent bindning existerar bara i en bindning mellan två atomer av samma slag.

Kovalent bindning

Så fort vi har en skillnad i elektronegativitet över 0 så är det inte en ren kovalent bindning längre. Det kallas då bara för en kovalent bindning. En elektronegativitetsskillnad upp till 0,4 räknas som en icke-polär kovalent bindning.

Polär kovalent bindning

En elektronegativitetsskillnad på över 0,4 men under 2,0 innebär att bindningen är polär kovalent. Här är elektronerna förskjutna mot den mest elektronegativa på ett sätt som kan märkas på molekylens egenskaper.

Jonbindning

En elektronegativitetsskillnad på över 2,0 brukar betecknas som en jonbindning. Här äger den ena atomen i bindningen mer eller mindre båda elektronerna, och har därmed ”tagit” en elektron från den andra atomen.

Dessa gränser är givetvis flytande, vissa ämnen över 2,0 i elektronegativtetsskillnad uppvisar inte saltegenskaper, och vissa ämnen under 2,0 i elektronegativitetsskillnad uppvisar mer saltegenskaper.

Polaritet

Polaritet är ett begrepp som innebär att vi har en del av en molekyl som är mer laddad än en annan del av samma molekyl. Vi ska här försöka reda ut vad allt betyder. Innan du läser denna artikeln kan det vara bra att ha läst artikeln om elektronegativitet.

Polaritet

För att åstadkomma polaritet måste vi ha ett överskott på elektroner på ett ställe, och ett underskott på ett annat i molekylen.

Polära kovalenta bindningar

Det första som behövs för att en molekyl ska kunna vara polär är att den innehåller polära kovalenta bindningar. Om vi inte har sådana bindningar så klassas molekylen per automatik som opolär. Exempel på opolära ämnen är kolväten, där bindningen mellan kol och väte inte är polär nog att klassas som polär kovalent bindning.

Avsaknad av symmetri

Det andra som behövs är att molekylen inte är symmetrisk. Symmetri i detta fallet är att laddningens centrum i molekylen är densamma som molekylens geografiska centrum. Om vi placerar ut polära kovalenta bindningar runt om i molekylen på ett symmetriskt sätt så kommer laddningen och geografin att sammanfalla på exakt samma plats i molekylen, och då är molekylen inte polär. Hade vi däremot lagt alla kovalenta bindningar på en sida av molekylen så hade laddningen blivit förskjuten från molekylens centrum, och molekylen är polär. Detta kan vara lite krångligt då man måste tänka på symmetrin i tre dimensioner.

Säg att vi har koltetraklorid (bild nedan). Detta ämnet innehåller ett kol i mitten som har fyra polära kovalenta bindningar till kloratomer. Molekylen är dock symmetrisk då de polära bindningarna är jämnt fördelade kring kolet, som är molekylens centrum. Molekylen innehåller då polära kovalenta bindningar, men är inte polär.

Tar vi istället diklormetan (bild nedan) så har vi två polära kovalenta bindningar till klor, och två kovalenta bindningar till väte. Man kan då tycka att man kan placera ut dessa två polära bindningar på ett symmetriskt sätt för att skapa en opolär molekyl, men det går inte. Orsaken till att detta kanske fungerar på papper är att man på papper bara kan uttrycka molekylen i två dimensioner. I verkligheten har molekylen tre dimensioner, och vinkeln mellan de två polära kovalenta bindningarna är ca 109,5°. Detta gör att laddningens centrum inte sammanfaller med molekylens centrum, och molekylen är polär.

Att beskriva polaritet

Det finns flera metoder för att beskriva polaritet i bilder. Det första sättet (1. i bilden) involverar δ+ och δ−. Delta (δ) betyder här att det är en liten laddning, och inte en hel elektron som har flyttats. Delta har inte ett fast värde, utan är bara ett odefinierat litet värde.

För att göra det hela lite enklare sätter man ibland ut siffror framför delta för att beskriva ungefärlig storlek i förhållande till de andra laddningarna (2. i bilden). Båda sätten att beskriva detta på är godtagbara, och används frekvent i undervisning.

Det tredje sättet att beskriva laddning på är med ett så kallat dipolmoment (3. i bilden). Dipolmomentet beskriver skillnaden mellan positiv och negativ laddning i molekylen genom en pil. Pilen kan antingen vara en enkel pil, eller ha ett streck vid basen. Basen på pilen indikerar var det är positivt, och toppen indikerar var det är negativt. Med pilen har alla laddningsskillnader lagts ihop så att den bara beskriver den totala laddningsförskjutningen i molekylen, och inte de enskilda bindningarnas påverkan.

Skillnaden mellan polaritet och dipol

Vi har hittills pratat om polaritet som en egenskap hos molekyler. Vi har även pratat om att en molekyl kan vara en dipol. Skillnaden mellan de två är att polär är ett bredare begrepp. En molekyl med flera olika funktionella grupper kan vara polär, men inte ha någon övergripande laddningsförskjutning med en tydlig positiv och negativ del. Det finns alltså molekyler som är polära, men inte är dipoler, som exempelvis glukos. Alla dipoler är däremot mer eller mindre polära (beroende på hur starka dipoler de är).

Intermolekylära bindningar

Intermolekylära bindningar är bindningar som existerar mellan molekyler. Detta kan även kallas för en intermolekylär kraft.

Typer av intermolekylära bindningar

• Van der Waalsbindning (van der Waalskraft) − där temporära förändringar i elektronmolnen ger upphov till svaga dipol-dipol-interaktioner, och därmed attraktion.
• Dipol-dipol-bindning − där permanenta dipoler attraherar varandra via svaga laddningsskillnader.
• Vätebindning − En starkare variant av dipol-dipol-bindningen som kan uppstå när väte binder till F, O eller N.

De intermolekylära bindningarna är olika starka

Om vi rangordnar styrkan hos de olika krafterna ser det ut såhär:

Samspel mellan de olika intermolekylära krafterna

Av våra tre intermolekylära bindningar fungerar två av dem beroende på polaritet. Detta innebär att de två dipoler och ämnen som kan binda med vätebindningar interagerar bra och lätt löser sig i varandra. Ämnen med vätebindningar och ämnen med dipol-dipolbindningar (polära ämnen) löser sig oftast väl i varandra. Opolära ämnen (som binder enbart med hjälp av Van der Waalskrafter) interagerar väldigt dåligt med polära molekyler (dipoler och ämnen med förutsättningar för vätebindning).

Van der Waalsbindning

Van der Waalsbindning (van der Waalskraft) är närvarande mellan alla atomer och molekyler. Van der Waalsbindning uppkommer på grund av temporära förändringar i elektronmolnet runt en atom eller molekyl, vilket temporärt gör den till en svag dipol. Elektronmolnet i närliggande atomer/molekyler förändras som ett svar på detta, vilket ger en kortvarig och svag attraktion mellan dem.

Hur fungerar Van der Waalsbindningar?

Runt alla molekyler och atomer finns ett så kallat elektronmoln. Elektronmolnet är de platser där atomens eller molekylens elektroner kan befinna sig. Elektronmoln är inte fasta, utan varierar med slumpen. Vid vissa tillfällen kommer elektronerna att befinna sig mer på en sida av atomen/molekylen. Denna sida blir då svagt negativt laddad på grund av ett överskott av elektroner. Den andra sidan blir på motsvarande sätt positivt laddad pga underskott av elektroner. Andra atomer/molekyler i närheten har sina egna elektronmoln som påverkas av sin omgivning. Om molekyl 1 har en temporärt negativ del riktad mot molekyl 2 kommer molekyl 2:s elektroner att undvika detta området, vilket då blir svagt positivt laddat, och en svag och temporär attraktion har skapats. En kort stund senare justeras elektronmolnen om, och interaktionen försvinner.

Var finns Van der Waalsbindningar?

Alla atomer/molekyler påverkas av Van der Waalsbindningar. Det kan sägas vara en grundläggande attraktiv kraft som alla atomer/molekyler kan interagera via. Van der Waalsbindningar är däremot väldigt svaga, så om någon annan bindningstyp är närvarande (dipol-dipolbindningar eller vätebindningar) så maskeras Van der Waalskrafterna.

En jämförelse hade varit att man sätter ihop två objekt med antingen ett tejp, eller tejp plus superlim. Bindningsstyrkan hos tejpen kommer inte att märkas av om man samtidigt använder superlimmet.

Var är Van der Waalsbindningar mest framträdande?

Då Van der Waalsbindningar är dominerande främst där det saknas andra intermolekylära krafter så är det opolära molekyler och atomer där Van der Waalsbindningar är mest framträdande. Opolära ämnen har mycket låg smält- och kokpunkt då deras atomer/molekyler hålls ihop väldigt svagt.

Dipol-dipolbindning

En dipol är som vi tidigare nämnt en molekyl med en svag laddningsförskjutning. Eftersom dessa laddningsskillnader är permanenta kommer dipolerna att påverka varandra i mycket större omfattning än Van der Waalsbindningen. Om vi kollar på två dipoler som ligger intill varandra kommer de att orientera sig så att de dras mot varandra. Detta fenomen kallas för en dipol-dipolbindning, och är en intermolekylär kraft som är starkare än Van der Waalsbindningar, men svagare än vätebindningar. Ämnen med dipol-dipolbindning har en högre smält- och kokpunkt än vad opolära molekyler har, men lägre än vad ämnen med vätebindningar har.

Vätebindning

Förutsättningarna för en vätebindning uppstår då väte binder till fluor (F), syre (O) eller kväve (N).

Ett enkelt sätt att komma ihåg dessa på är: ”FON-regeln”. Väte måste binda till F, O eller N för att en vätebindning ska vara möjlig.

På grund av att fluor (F), syre (O) och kväve (N) är mycket elektronegativa, och vätet är väldigt svagt elektronegativt kommer elektronmolnet att vara starkt förskjutet från vätet. Vi har alltså skapat en mycket kraftig dipol.

Ett bra exempel på vätebindning är vatten. Där finns väte, som är bundet till syre. Vätet som är ganska positivt laddat kommer att orientera sig mot nästa vattenmolekyls syre, vars väte i sin tur orienterar sig mot nästa molekyls syre, osv. Ämnen med vätebindning har mycket högre smält- och kokpunkt än man kan förvänta sig för andra ämnen i samma storleksklass som inte har vätebindningar.

En vätebindning är en starkare version av dipol-dipolbindning som endast uppstår när ”FON-regeln” är uppfylld. Vätebindningen skapar med andra ord en starkare dipol, som ofta är stark nog att i någon mån lösa upp salter om ämnet i sig är flytande. Vätebindningar är viktigt för bland annat vattnets egenskaper, och att DNA-dubbelhelixen i våra celler ska hålla ihop.