Atomer og molekyler

Atomer kan reagere med hverandre på to måter enten ved å dele elektroner med hverandre i en elektronparbinding eller ved å overføre ett eller flere elektroner fra ett atom til det andre (ionebinding). Stoffer som deler elektroner kalles molekyler.

Stoffer som danner elektriske ladete partikler kalles ioner. Molekyler kan være satt sammen av to eller flere atomer og molekylet kan beskrives med en molekylformel. Grunnstoffer som kan reagere med hydrogen kalles hydrider. Oksygen kan reagere med ikke-metaller og danne oksider, f.eks. nitrogen- og svoveloksider. Karbon har egenskapen at den kan danne sterk binding med seg selv og med oksygen, hydrogen og nitrogen, noe som danner grunnlaget for organisk kjemi - livets kjemi.

Hydrokarboner er bindinger mellom karbon og hydrogen (CnH2n+2), hvor n er et helt tall. For n opptil 6 kalles disse alkaner, og disse finnes i naturgass f.eks. metan, etan, propan og butan.

Oktettregelen sier at når atomer inngår i kovalent binding så forsøker de å dele elektroner slik at det ytre skallet får 8 elektroner. I bindingen mellom to H-atomer i hydrogen (H2) er elektronskyen mest konsentrert mellom kjernene hvor tiltrekning av frastøtning balanseres. Det trengs energi for å bryte bindinger, og energi frigis når bindinger dannes (bindingsenergi). Mange atomer inngår i kovalent binding slik at ytre skall inneholder 8 elektroner som i dinitrogen (N2) og karbondioksid (CO2). En type binding hvor begge elektronene i en binding kommer fra ett av de to atomene i bindingen kalles en koordinert kovalent binding.

I organiske molekyler kan et hydrogen erstattes med en hydroksylgruppe og danne alkoholer, f.eks. metanol (CH3OH) og etanol (C2H5OH).

   Metaller kan danne binde seg til ikke-metaller og danne en ionebinding f.eks. NaCl. Positivt ladete ioner kalles kationer. Negativt ladete ioner kalles anioner. Anioner dannes fra ikkemetaller når de går i ionebinding med metaller.

Et positivt ladet ion (kation) skal stå først i en elektrisk nøytral ioneformel.

 Stoffer er elektrisk nøytrale hvis det er like mange positive som negative ladninger. På lik linje med atomene som har atommasse så har molekyler en molekylmasse. For ioner kan begrepet formelmasse brukes.  

Når to forskjellige atomer inngår i binding kan en av kjernene trekke sterkere på elektronene i en binding enn den andre, noe som gir en ujevn fordeling av elektrontettheten i bindingen og en polar binding. Vann (H20) og saltsyre (HCl) er to eksempler på polare bindinger. Elektronegativitet er et mål på hvor sterkt et atom trekker på elektronene i en binding. Oksygen og nitrogen har høy elektronegativitet, sammenlignet med andre atomer. Størrelsen på elektronegativiteten er høyest i toppen av en gruppe i periodesystemet og øker mot høyre i en rad, og følger således samme trend som ionisasjonsenergi.

  En Lewis struktur er en måte å sette opp hvilke atomer som er bundet til hvilke. Man teller opp antall valenselektroner og plasserer to i hver binding. Oktetter fylles ved å tilføre elektroner i par, og hvis sentralatomet ikke har en oktett kan det lages dobbel- eller trippelbindinger. Noen ganger blir det umulig å tegne en Lewis struktur, og man fordeler da elektroner i resonansstrukturer. F.eks. har NO3- tre forskjellige resonansstrukturer. Benzen er også en resonansstruktur hvor resonansstrukturen er indikert med en ring i midten av molekylet.

   Bindingsenergien for en C-C, C=C og en C-C-trippellbinding er henholdsvis 348, 615 og 812 kJ mol-1. Lengden på en C-C- binding er ca. 0.154 nm.

   Hvilken tredimensjonal form et molekyl får beregnes ut fra hvordan valenselektronene plasseres seg slik at frastøtningen mellom dem blir minst mulig. Mulige tredimensjonale former er et lineært molekyl (2 elektronpar), en trekant i ett plan (3 elektronpar), et tetraeder (4 elektronpar), en trekantet pyramide (5 elektronpar) eller et oktaeder (6 elektronpar).

  Orbitaler kan hybridisere, f.eks. kan s og p orbitaler danne sp orbitaler.  Jo mer to orbitaler overlapper hverandre desto sterkere binding er det mellom dem. Hvis 3 p orbitaler hybridiseres med en s orbital dannes det en sp3 orbital.

I vannmolekylet vil sp3 orbitalet til oksygen overlappe med 1s orbitalene til hydrogen. Den type binding hvor elektrontettheten er størst på en linje mellom to kjerner, dannet fra overlappende s orbitaler, p orbitaler eller hybrider mellom dem kalles sigmabinding (σ). Hvis to p orbitaler overlapper sideveis, istedet for ende mot ende, blir elektronene konsentrert som to pølser på hver sin side av bindingsaksen mellom de to kjernene. Denne type kalles pi-binding (π) f.eks. i karbon-karbon dobbeltbindinger (C=C) eller trippelbindinger.

En dobbelbinding består vanligvis en en sigmabinding og en pibinding.

   På samme måte som et atom har atomorbitaler har et molekyl molekylorbitaler. Et par med 1s orbitaler som kombineres i et molekyl vil gi to molekylorbitaler: en bindende molekylorbital (sigma 1s) hvor elektrontettheten er størst mellom kjernene, og en antibindende orbital (sigma 1s stjerne) hvor det er minst elektrontetthet mellom kjerne som gjør at kjernene kan frastøte hverandre. Molekyler med likt antall bindende og antibindende orbitaler er utstabile. 2s orbitaler overlapper og danner sigma 2s og sigma 2s* molekylorbitaler.

Molekylorbitalene som dannes ved overlappende p-orbitaler er 2 sigma px orbitaler (bindende sigma 2px og antibindende sigma 2px*). 2p orbitaler normalstilt på bindingen gir to pi gir 4 kombinasjoner.

Oksygen er paramagnetisk og inneholder 2 uparrede elektroner. Pielektroner i molekylorbitaler behøver ikke befinne seg fast mellom to kjerner, men kan flytte seg, såkalte delokaliserte elektroner. Delokaliserte elektroner gir ekstra stabilitet til molekylet.

   Metaller kan lede elektroner og i faste stoffer er det energibånd bestående av tett sammensatte energinivåer dannet ved å kombinere atomorbitaler med lik energi fra hvert av atomene i metallet. Båndet som inneholder valenselektronene kalles valensbåndet. Alle bånd som er ledige eller delvis fylt med elektroner og som går kontinuerlig gjennom metallet kalles konduksjonsbånd. Elektroner kan bevege seg i konduksjonsbåndet. Isolerende stoffer (isolatorer) har alle valenselektronene i binding slik at valensbåndet er fylt. Det er i tillegg et båndgap mellom valensbåndet og det nærmeste konduksjonsbåndet. Elektroner kan derfor ikke komme opp i konduksjonsbåndet.

Halvledere

Silisium og germanium er halvledere hvor valensbåndet er fylt med elektroner, men det er kort avstand til nærmeste konduksjonsbånd. Når temperaturen på en halvleder øker så øker den elektriske ledningsevnen fordi den økte energien gir elektroner mulighet til å bevege seg opp i konduksjonsbåndet. Ved kontrollert tilførsel av urenheter til halvledere har det vært mulig å utvikle transistorer, en forutsetning for datamaskiner og forbrukerelektronikk (TV, CD-spillere, lommekalkulator). I silisium er alle valenselektronene opptatt i kovalent binding. Ved tilførsel av grunnstoffer i gruppe 13 f.eks bor som erstatter silisiumatomer (silisium dopet med bor). Siden bor bare har 3 valenselektroner vil en av de kovalente bindingene mangle ett elektron. Når det settes på spenning kan et ledig elektron i nærheten fylle denne mangelen, men etterlader seg et positivt hull. Dette positive hullet kan fylles osv. slik at denne positive ladningen flytter seg gjennom halvlederen. Siden det er positive ladninger som flytter seg kalles de type p-halvledere. Hvis det tilføres grunnstoffer fra gruppe 15 til silisium f.eks. arsen som har ett ekstra valenselektron sammenlignet med silisium, vil det være et elektron til overs. Dette elektronet kan gå over i konduksjonsbåndet hvis det settes under spenning. Den bevegelige ladningen er negativ og denne type halvledere kalles n-type halvledere. I et solcellepanel er et lab med p-type halvleder (silisium dopet med bor) plassert over et tynt lag med silisium dopet med arsen (n-type halvleder). Når sol treffer overflaten er det ikke lenger likevekt og elektroner fanget i p-laget kan gå tilbake til n-laget. Elektroner i n-laget kan gå ut gjennom i en ledning i en elektrisk krets.

Tilbake til hovedside

Publisert 11. aug. 2019 14:43 - Sist endret 29. des. 2019 12:21