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 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