fire af terningens hjørner, så er vandmolekylets opbygning sådan, at bindingerne til hydrogenatomerne (grå) vil pege i retning af hjørnerne med numrene 1 og 2, mens de to overskydende elektronpar peger mod hjørnerne 3 og 4. På figur 2.1b er oxygenatomet rødt, mens de to hydrogenatomer er angivet med gråt.
Læg mærke til en ting – når vi taler om, hvordan et molekyle ‘ser ud’, så er det fordelingen af elektronerne, vi er interesserede i. Et molekyles ‘udseende’ og derigennem dets kemiske egenskaber er altså bestemt af, hvor i molekylet vi finder elektronerne.
Masse, bindingsafstande og vinkler
Der findes et utal af forskellige eksperimentelle teknikker, der kan bruges til at bestemme den præcise struktur af et enkelt vandmolekyle. Med massespektrometri kan vi bestemme massen af et enkelt vandmolekyle, og den mest præcise måling viser, at et vandmolekyle vejer 2,992236×10-26 kg. Små og store tal er svære at anskueliggøre, men forestiller man sig, at hver person her på Jorden fik udleveret 5 milliarder vandmolekyler, så ville man i alt have 1 µg, altså en milliontedel af et gram. I 1 liter vand, der som bekendt vejer 1 kg, er der altså 3,3×1025 vandmolekyler. I kemien bruger vi betegnelsen mol, når vi skal holde rede på antallet af molekyler. 1 mol svarer til 6,02×1023 molekyler, så 1 kg eller 1 liter vand svarer således til 55 mol. Oftest ser man derfor, at molekylernes masse gives som den molare masse, altså massen af 6,02×1023 molekyler. For vand er den molare masse derfor 18,0 g/mol.
Den præcise geometri af et vandmolekyle kan også bestemmes meget nøjagtigt. Til det formål anvender man spektroskopi. Lys kan, som bekendt, have mange forskellige farver. Øjet kan se røde, gule, grønne og blå farver. Bruger man mere fintfølende måleintrumenter, kan man måle farver, der ikke kan ses af øjet. Mikrobølger, infrarødt lys, ultraviolet lys og røntgen er således også farver, blot usynlige for øjet. Lyser man på vandmolekylerne og måler, hvilke farver der absorberes af vandet, kan man meget nøjagtigt bestemme molekylets geometri. Afstanden fra oxygenatomet til de to hydrogenatomer er 0,95718 ångstrøm, hvor 1 ångstrøm svarer til 10-10 meter. Denne afstand kalder vi for bindingslængden. Vinklen mellem de to oxygen-hydrogen-bindinger er 104,474 grader. Hvis figure 2.1b angav det præcise billede af vandmolekylet, så skulle vinklen faktisk have været 109,5 grader. Tager man eksempelvis et rundt æble og placerer fire tandstikkere i det, så de er længst muligt fra hinanden, vil vinklen mellem tandstikkerne være 109,5 grader. Det er ikke helt tilfældet for vandmolekylet, fordi de to frie elektronpar, der peger mod hjørnerne 3 og 4, fylder lidt mere end de elektronpar, der bruges til at binde hydrogenatomerne til oxygenatomet. Derved klemmes bindingerne lidt sammen, og vinklen bliver mindre, 104,474 grader.
Figur 2.2
Vandmolekylets bindinger er ikke stive, men snarere som en fjeder, der kan vibrere. Bindingerne kan både strækkes og bøjes, og på hjemmesiden www.vand.au.dk kan du finde en animation, der viser vandmolekylets vibrationer.
Når vi senere skal se på vand i flydende og fast form, viser det sig, at netop bindingslængderne og vinklen imellem de to oxygen-hydrogen-bindinger er afgørende for strukturen af eksempelvis iskrystaller og afgørende for, hvor tæt det er muligt at pakke eller stable vandmolekylerne. Inden vi når dertil, skal vi dog først se på, hvordan et vandmolekyle kan bevæge sig. Det viser sig nemlig, at vandmolekylets struktur ikke er statisk. Molekylerne er faktisk i konstant bevægelse, og både bindingerne og vinklen vibrerer hele tiden.
‘Molecules in Motion’
De to bindinger i vandmolekylet, der forbinder oxygenatomet med de to hydrogenatomer, er ikke fuldstændigt stive og statiske. De er snarere som små fjedre eller strenge, der konstant sitrer. Antallet af svingninger for hvert sekund kaldes for frekvensen. Frekvensen af en fjeder eller en streng afhænger af, hvilket materiale de er lavet af, og af hvor hårdt de er spændt, og hvor stramt de er snoet. Det samme gør sig gældende for svingningerne af de kemiske bindinger. Der er ikke to kemiske bindinger, der er helt ens, og derfor vibrerer de ikke på helt samme måde. Man kan bruge disse svingninger til at identificere molekyler, og ofte omtaler man svingningerne som molekylernes fingeraftryk. Når molekylet indeholder flere kemiske bindinger, som fx i vand, hvor der er to bindinger, så ordner svingningerne sig på en ganske bestemt måde, og der optræder kun nogle ganske få svingninger. I vand kan der fx kun optræde tre forskellige slags svingninger som vist i animationen på hjemmesiden www.vand.au.dk.
De molekylære bevægelser er utroligt hurtige med mange svingninger hvert sekund. Det er ikke noget, vores øjne eller ører har en chance for at registrere, men hvis man eksempelvis bruger en laser, er det faktisk muligt at måle svingningerne. Det er derfor, vi ved, hvilke molekyler der findes rundt omkring i universet. Vi har simpelthen taget deres fingeraftryk!
Molekylets svingninger er utroligt interessante, først og fremmest fordi de er ansvarlige for molekylets kommunikation med omverdenen: Hvis man vil kommunikere med et molekyle, så må man enten give det noget energi, eller man må optage noget af den energi, som molekylet har. Det viser sig, at molekyler kun kan optage energi, der så at sige passer med molekylets struktur. Når vi har målt de svingninger, der tilhører vandmolekylet, så har vi faktisk også bestemt, hvilken energimængde vi kan give til det enkelte molekyle.
Nu har vi afsluttet en kort præsentation af nogle af de vigtigste egenskaber for det enkelte vandmolekyle. Målet er jo til sidst at kunne beskrive vand som væske, det vil sige almindeligt flydende vand, og vi starter processen ved at kigge på, hvordan to vandmolekyler har det med hinanden.
Vand som væske – hydrogenbindingen
Som vi så tidligere i figur 2.1a, er ladningerne i vandmolekylet ujævnt fordelt, dvs. den ene ende af molekylet er overvejende positivt ladet, mens den anden ende er overvejende negativt ladet. For vandmolekylet er området omkring oxygenatomet med de to frie elektronpar negativt ladet, mens det i retning af de to hydrogenatomer er positivt ladet. Man siger, at molekylet er polært. Hvis vi bringer to vandmolekyler tæt på hinanden, vil det være fordelagtigt, hvis de positive og de negative områder kommer til at pege mod hinanden. Helt præcist vil hydrogenatomet fra det ene vandmolekyle binde sig til et af de frie elektronpar på det andet vandmolekyle. Derved får man det, der kaldes en hydrogenbinding. Det er vigtigt at huske på, at billeder i to dimensioner ikke altid giver et retvisende billede af virkeligheden. Specielt hydrogenbindinger gør sig bedre i tre dimensioner, hvilket vi skal se, når vi senere ser på iskrystaller. I forhold til bindingerne mellem oxygen og hydrogen i det enkelte vandmolekyle, så er bindingen mellem oxygen i et molekyle og hydrogen i et andet molekyle meget svag.
Figur 2.3
En hydrogenbinding mellem to vandmolekyler. Når to vandmolekyler mødes, tiltrækkes hydrogenatomerne af de frie elektronpar, og en hydrogenbinding (de grønne prikker) dannes.
Der er mange forskellige måder at udtrykke bindingers styrke på. En måde er at måle, hvor meget energi der skal bruges for at bryde bindingen. Tilsvarende kan vi også beskrive bindingers styrke ved at angive, hvor høj temperatur bindingen kan tåle, før den brydes. Jo stærkere binding, desto højere temperatur kan bindingen tåle, inden den
