Kjemiske bindinger
og egenskaper

Valenselektroner: Elektroner i ytterste skall – de eneste som deltar i kjemiske bindinger. C har 4 valenselektroner, N har 5, O har 6, F har 7, H har 1. Antallet styrer hvor mange bindinger atomet kan danne.

Lewis-struktur (elektronpunktstruktur): Hvert valenselektron tegnes som en prikk rundt atomsymbolet. Par av prikker mellom atomer = kovalent binding (delt elektronpar). Ensomme par = ikke-bindende elektroner.

Enkel, dobbel og trippelbinding: 1 delt elektronpar = enkeltbinding (–). 2 par = dobbeltbinding (=). 3 par = trippelbinding (≡). C=O i CO₂, N≡N i N₂. Dobbelt- og trippelbindinger er kortere og sterkere enn enkeltbindinger.

Tegne Lewis-struktur, steg for steg: (1) Tell alle valenselektroner. (2) Sett sentralatom. (3) Koble med enkeltbindinger. (4) Fyll oktet på yttere atomer. (5) Gi gjenværende til sentralatom. (6) Dobbeltbind hvis nødvendig for oktet.

Paulings elektronegativitetsskala: F = 4,0 (høyest). O = 3,5. N = 3,0. C = 2,5. H = 2,1. Metaller: lav (Na = 0,9). Elektronegativiteten øker mot høyre og oppover i periodesystemet (bortsett fra edle gasser).

Tre bindingstyper etter ΔEN: ΔEN < 0,5: apolar kovalent (jevn deling, f.eks. Cl₂, C–H). ΔEN 0,5–1,7: polær kovalent (delladninger δ+/δ–, f.eks. H₂O, HCl). ΔEN > 1,7: ionisk (fullstendig overføring, f.eks. NaCl).

Polære molekyler: Et molekyl er polært hvis det har polære bindinger OG asymmetrisk form. H₂O: polære O–H-bindinger + vinklet form → dipolmoment. CO₂: polære C=O-bindinger, men lineær og symmetrisk → apolart molekyl totalt.

Hydrogenbinding: Spesiell type dipol–dipol-kraft mellom H bundet til F, O eller N og et ensomt par. Forklarer vanns usedvanlig høye kokepunkt (100°C vs. –61°C for H₂S), DNAs dobbelthelix og proteinfolding.

Ioniske forbindelser (NaCl, MgO): Høye smeltepunkter (NaCl: 801°C) fordi ionegitteret er sterkt. Løses i vann (polært løsemiddel). Leder strøm i smeltet form eller oppløst (frie ioner), ikke i fast form. Sprøe – gitteret splitter langs ioneskikt.

Polare kovalente molekyler (H₂O, HCl, etanol): Middels/lave kokepunkter. Polære molekyler løses i polære løsemidler («likt løser likt»). Elektrisk ikke-ledende. Van der Waals-kreftene og hydrogenbindinger mellom molekylene bestemmer kokepunktet.

Apolare kovalente molekyler (CH₄, Cl₂, heksan): Lave kokepunkter (svake London-dispersjonskrefter). Løses i apolare løsemidler (oljete stoffer). Leder ikke strøm. Fett og oljer er apolare – løses ikke i vann.

Metallisk binding (Cu, Fe, Al): Metallatomer avgir valenselektroner til et «elektronhav». Gir elektrisk ledning, termisk ledning og mekanisk formbarhet. Smeltepunkter varierer. Lyser – fri elektroner reflekterer lys.

Lineær (180°): 2 bindingspar, ingen ensomme par. CO₂, BeCl₂. Selv om C=O er polær, kanselleres dipolene → apolart molekyl totalt.

Vinklet/bøyd: 2 bindingspar + 1–2 ensomme par. H₂O: 2 ensomme par → 104,5°. SO₂: 1 ensomt par → 119°. Ensomme par tar mer plass enn bindingspar → komprimerer bindingsvinkelen. Polær form.

Trigonal pyramidal: 3 bindingspar + 1 ensomt par. NH₃: 107°. Ensomt par på topp presser bindingene nedover. Polært molekyl. CH₃⁻ i organisk kjemi.

Tetraedisk (109,5°): 4 bindingspar, ingen ensomme par. CH₄, CCl₄. Symmetrisk → apolart selv om C–Cl er polær. SiO₄⁴⁻ i kvarts. Karbons 4 bindinger i tetraederform er grunnlaget for organisk kjemi.

Bindingsenergier (kJ/mol): C–C: 347 | C=C: 614 | C≡C: 839. N–N: 163 | N=N: 418 | N≡N: 945. O–H: 459 | H–F: 569 | H–H: 436. Dobbelt- og trippelbindinger er sterkere og kortere enn enkeltbindinger av samme type.

Bindingslengde: C–C: 154 pm | C=C: 134 pm | C≡C: 120 pm. Kortere binding = sterkere binding = høyere bindingsenergi. N≡N er ekstremt stabilt (945 kJ/mol) – det er derfor N₂ er så inert og ikke brenner, og kvelstoff trenger nitrogenfiksering.

Hess's lov og bindingsenergier: ΔH°rxn ≈ Σ(bindingsenergier brutt) – Σ(bindingsenergier dannet). Eksoterm reaksjon: nye bindinger er sterkere enn de som brytes → energi frigjøres. Forbrenning av metan: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O, ΔH = –890 kJ/mol.

Hybridisering (grunnleggende): Karbonatomer kan hybridisere sine orbitaler: sp³ (tetraeder, alkaner), sp² (trigonal plan, alkener, benzen), sp (lineær, alkyner). Hybridisering forklarer molekylgeometrien og bindingsvinklene i organiske molekyler.