3.2 Kovalent binding

Kovalent binding

En kovalent binding er en kjemisk binding der to atomer deler ett eller flere elektronpar.

Når oppstår kovalent binding?

Kovalent binding oppstår vanligvis mellom ikke-metaller.

Eksempel:
- H₂ (hydrogen-hydrogen)
- O₂ (oksygen-oksygen)
- H₂O (hydrogen-oksygen)
- CH₄ (karbon-hydrogen)

Hvorfor deler atomer elektroner?

Ved å dele elektroner kan begge atomene oppnå en stabil elektronkonfigurasjon (vanligvis 8 elektroner i valensskallet = oktettregelen).

Elektronparbinding

Et bindepar er et elektronpar som deles mellom to atomer.

Et fritt elektronpar (lone pair) er et elektronpar som ikke deltar i binding.

Eksempel: Hydrogenmolekyl (H₂)

Hvert H-atom har 1 elektron. Ved å dele disse to elektronene får begge H-atomene 2 elektroner (som helium).

$$\text{H} \cdot + \cdot \text{H} \rightarrow \text{H} - \text{H}$$

Eksempel: Klormolekyl (Cl₂)

Hvert Cl-atom har 7 valenselektroner. Ved å dele ett elektronpar får begge Cl-atomene 8 elektroner (oktett).

$$\text{Cl} \cdot + \cdot \text{Cl} \rightarrow \text{Cl} - \text{Cl}$$

Enkelt-, dobbelt- og trippelbindinger

Enkeltbinding

Enkeltbinding = 1 elektronpar deles (2 elektroner totalt)

Eksempel: H−H, Cl−Cl, H−O−H

Dobbeltbinding

Dobbeltbinding = 2 elektronpar deles (4 elektroner totalt)

Eksempel: O=O (oksygenmolekyl)

$$\text{O} = \text{O}$$

Hvert O-atom har 6 valenselektroner. Ved å dele 2 elektronpar (4 elektroner) får begge 8 elektroner totalt.

Trippelbinding

Trippelbinding = 3 elektronpar deles (6 elektroner totalt)

Eksempel: N≡N (nitrogenmolekyl)

$$\text{N} \equiv \text{N}$$

Hvert N-atom har 5 valenselektroner. Ved å dele 3 elektronpar (6 elektroner) får begge 8 elektroner totalt.

Bindingsstyrke

Trippelbinding > Dobbeltbinding > Enkeltbinding

Jo flere elektronpar som deles, desto sterkere er bindingen.

Lewis-strukturer for molekyler

Lewis-strukturer viser hvordan valenselektronene er fordelt i et molekyl.

Regler for å tegne Lewis-strukturer

1. Tell totalt antall valenselektroner
- Sum av valenselektronene til alle atomer
- Husk å justere for ladning (for ioner)

2. Plasser atomene
- Minst elektronegativt atom i midten (vanligvis)
- Hydrogen alltid på kanten (kan bare ha 1 binding)

3. Tegn enkeltbindinger
- Hver binding = 2 elektroner

4. Fordel resterende elektroner
- Fyll opp oktett for ytre atomer først
- Plasser resten på sentralatomet

5. Sjekk oktettregelen
- Alle atomer (bortsett fra H) skal ha 8 elektroner
- Hvis ikke, lag dobbelt- eller trippelbindinger

6. Tegn frie elektronpar
- Vis alle elektronpar som ikke deltar i binding

Eksempel: Vann (H₂O)

1. Totalt valenselektroner: 2×1 (H) + 6 (O) = 8 elektroner
2. O i midten, H på sidene
3. Tegn to enkeltbindinger: H−O−H (bruker 4 elektroner)
4. Resterende 4 elektroner → 2 frie elektronpar på O
5. O har 8 elektroner ✓, H har 2 elektroner ✓

Lewis-struktur:

$$\text{H} - \overset{\bullet\bullet}{\underset{\bullet\bullet}{\text{O}}} - \text{H}$$

Elektronegativitet og polaritet

Elektronegativitet (EN)

Elektronegativitet er et mål på et atoms evne til å trekke til seg elektroner i en binding.

Pauling-skalaen

Linus Pauling utviklet en skala fra 0 til 4:

Polare og upolare bindinger

Upolar kovalent binding

- ΔEN ≈ 0

- Elektroner midtveis mellom atomene

- Ingen partialladninger
Eksempel: H−H, Cl−Cl, C−H

Polar kovalent binding

- Elektroner nærmere det mest elektronegative atomet

- Partialladninger: δ− (delvis negativ) og δ+ (delvis positiv)

Eksempel: H−O, H−N, H−Cl
Vi skriver: $\overset{\delta+}{\text{H}} - \overset{\delta-}{\text{O}}$
Det mest elektronegative atomet (O) får δ−, det minst elektronegative (H) får δ+.

VSEPR-teori og molekylgeometri

VSEPR = Valence Shell Electron Pair Repulsion (frastøting mellom elektronpar i valensskallet)

Grunnprinsipp

Elektronpar frastøter hverandre og vil være så langt fra hverandre som mulig.

Dette bestemmer molekylets geometri (form).

Viktige geometrier

1. Lineær (2 elektronpar rundt sentralatom)

Vinkel: 180°

Eksempel: CO₂ (O=C=O), HCN

$$\text{O} = \text{C} = \text{O} \quad (180°)$$

2. Trigonal planar (3 elektronpar rundt sentralatom)

Vinkel: 120°

Eksempel: BF₃ (bortrifluorid)

$$\text{F} \quad \angle_{120°} \quad \text{F}$$
$$\quad \quad \text{B}$$
$$\quad \quad \text{F}$$

3. Tetraedral (4 elektronpar rundt sentralatom)

Vinkel: 109,5°

Eksempel: CH₄ (metan)

$$\text{H} \quad \angle_{109{,}5°} \quad \text{H}$$
$$\quad \quad \text{C}$$
$$\text{H} \quad \quad \quad \text{H}$$

Alle 4 bindingene peker mot hjørnene i et tetraeder.

4. Bøyd/V-formet (2 bindingspar + frie par)

Vinkel: < 109,5° (vanligvis ~104-107°)

Eksempel: H₂O

$$\text{H} - \text{O} - \text{H} \quad (104{,}5°)$$

O har 2 bindingspar og 2 frie par. De frie parene tar mer plass → presser bindingsvinkelen sammen.

5. Trigonal pyramidal (3 bindingspar + 1 fritt par)

Vinkel: < 109,5° (vanligvis ~107°)

Eksempel: NH₃ (ammoniakk)

$$\quad \quad \text{N}$$
$$\text{H} \quad \text{H} \quad \text{H} \quad (107°)$$

N har 3 bindingspar og 1 fritt par. Det frie paret tar mer plass → presser bindingsvinklene sammen.

Oppsummering

Oppsummering: Kovalent binding

Hovedpunkter

1. Kovalent binding = deling av elektronpar mellom atomer
2. Enkeltbinding (−), dobbeltbinding (=), trippelbinding (≡)
3. Lewis-strukturer viser elektronfordeling i molekyler
4. Elektronegativitet måler et atoms evne til å trekke til seg elektroner
5. Polaritet:
- ΔEN < 0,4 → upolar kovalent
- ΔEN 0,4-1,7 → polar kovalent
- ΔEN > 1,7 → ionisk
6. VSEPR-teori forklarer molekylgeometri basert på elektronpar-frastøting
7. Viktige geometrier:
- Lineær (180°)
- Trigonal planar (120°)
- Tetraedral (109,5°)
- Trigonal pyramidal (~107°)
- Bøyd (~104,5°)