Читать книгу Viden om vand - Группа авторов - Страница 15

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 går i stykker, dvs. bindingen brydes. Endelig kan man også bruge frekevensen af bindingens vibration til at beskrive styrken af bindingen; som hovedregel betyder en hurtig svingning, at det er en stærk binding.

Hydrogenbindingen, som er vist på figur 2.3, er som nævnt en svag binding. Allerede ved stuetemperatur, dvs. ca. 20 ˚C, er temperaturen høj nok til, at bindingen kan brydes. Forestiller vi os igen to vandmolekyler, der bevæger sig rundt omkring hinanden ved stuetemperatur, så bevirker hydrogenbindingerne, at de hele tiden vil sætte sig sammen i et par (en dimer), men da bindingen er svag, så brydes den kort tid efter, og de to vandmolekyler bevæger sig igen frit rundt om hinanden, laver en ny hydrogenbinding, adskilles igen, og sådan fortsætter det. Det er denne konstante forandring, hvor hydrogenbindinger dannes og kort tid efter brydes, som er grundlaget for forståelsen af vands mystiske egenskaber. Hver hydrogenbinding i vand lever kun ca. et picosekund (10^-12 s). Det betyder, at et enkelt vandmolekyle danner og bryder hydrogenbindinger mere end en million million gange hvert sekund.

Fra studiet af to vandmolekyler tager vi et let og elegant spring til ca. 10²⁴ vandmolekyler, eller med andre ord ca. 1 million milliarder milliarder molekyler. Det er typisk det antal, der findes i et glas vand. Først ser vi på den tredimensionelle struktur af vand, når vi har fem vandmolekyler. Det kan være meget vanskeligt at illustrere tredimensionelle strukturer på et fladt stykke papir, og man kan have stort udbytte af at prøve sig lidt frem med at lave nogle af figurerne, eksempelvis med nogle piberensere eller lidt ståltråd! Placerer vi, som vist på figur 2.1b, et vandmolekyle i terningens centrum, så har vi tidligere set, hvordan de to hydrogenatomer peger mod hjørnerne 1 og 2, mens de frie elektronpar peger mod hjørnerne 3 og 4. Når vi skal pakke fem vandmolekyler, placerer vi derefter de resterende fire vandmolekyler i hjørnerne 1, 2, 3 og 4. De vandmolekyler, der placeres i hjørnerne 1 og 2, orienteres således, at deres frie elektronpar peger direkte imod de to hydrogenatomer på det centrale vandmolekyle og derved laver to hydrogenbindinger. Tilsvarende orienteres vandmolekylerne i hjørnerne 3 og 4, så deres hydrogenatomer peger direkte mod de frie elektronpar hos det centrale vandmolekyle og derved også laver to hydrogenbindinger. Det centrale vandmolekyle sidder derfor omgivet af fire andre vandmolekyler, som det er hydrogenbundet til. I væsker, hvor bindingerne konstant brydes og dannes, forekommer denne struktur ikke ret tit og ikke i ret lang tid. Køler vi derimod væsken ned, så vil hydrogenbindingerne leve i længere og længere tid, og derved vil strukturen med de fire hydrogenbindinger blive mere og mere almindeligt forekommende, indtil temperaturen til sidst bliver så lav, at hydrogenbindingerne ikke mere brydes. Det er det, vi kalder for is! Er temperaturen under 0 ˚C, er hydrogenbindingerne altså præcis stærke nok til at modstå varmen. Hydrogenbindingerne brydes ikke eller med andre ord, isen smelter ikke. Mange af de egenskaber, som vi i det følgende kigger lidt nærmere på, kan forklares ved at se på, hvor mange hydrogenbindinger der er, og hvor lang tid de lever.