3.1 Ulike typer kjemiske bindinger
Kreftene som holder partiklene sammen (atomer, ioner og molekyler) kalles bindinger.
Det finnes sterke og svake bindinger
Å bryte en binding krever energi - den energimengden som må til
Tre sterke bindinger:
Metallbinding, som holder atomene sammen i metall -> elektronene flyter fritt i metallet
Ionebinding, som holder ionene sammen i et salt
Kovalent binding (elektronparbinding), som holder atomene sammen i et molekyl -> elektronene er faste
To svake bindinger:
Bindingene mellom molekyler er svake binginer.
Hydrogenbinding
Dipolbinding
3.2 Metallbinding og egenskaper til metaller
Metaller har få ytterelektorner
Metaller er bygd opp av positive ioner i en "sjø" av elektroner. De sterke kreftene som holder ionene og elektronene sammen, kalles metallbindinger.
Når partiklene i et fast stoff er pakket regelmessig i et bestemt mønster, sier vi at stoffet er krystallinsk.
Metaller er gode ledere av elektronisk strøm både når de er i fast form og smeltet. (fordi ytterelektroner kan bevege seg fritt i metallet)
Når metallene blir koplet inn i en strømkrets vil elektronene flytte seg mot plusspolen, og det vil fylles på med elektroner fra minuspolen.
Metall brukes i elektroiske kabler og apparater. Kobber mest brukt, men aluminium blir brukt i høyspentledninger fordi det er lettere og er billigere.
metall leder varme godt (elektronene i et metall er lett bevegelige.
enkle og forme. Når et metall blir utsatt for krefter, kan lagene i krystallstrukturen skil over hverandre, og de positive ionene kommer til ro i ny posisjon.
Smeltepunkt varierer fra -39* til 3380* for kvikksølv.
Smeltepunktet er høyere jo flere ytterelektroner. (metaller er dermed sterkere)
Smeltepunktene for metaller synker nedover i en gruppe, fordi de større ionene ikke holdes så godt sammen. (færre ytterelektroner)
Legeringer å gjøre et metall sterkere og mindre bøyelig ved å innføre andre grunnsoffer f.eks stål = jern og karbon
3.3 Ionebinding og egenskaper til salter
Salt er forbindelser bygd opp av ioner
Ioner som er pakket regelmessig i et bestemt mønster er krystallinsk.
Ionebindinger er sterke tiltrekningskrefter mellom ioner med motsatt ladning
Ionekrystaller er sprø, så de knuser ved slag. et slag gjør at det flyttes et hakk bort, slik at positivi ioner kommer over positive ioner og negative over negative. Dette fører til fraskyvning.
Smeltepunktet til ioneforbindelser er ofte høyt fordi det er mange ytterelektroner.
(noen ioneforbindelser spaltes når de blir varme karlsiumkarbonat=kalsiumoksid+karbonatdioksid)
Når en ioneforbindelse smeltes kan den lede strøm fordi ionene blir frie og kan bevege seg.
Mange ioneforbindelser løses lett i vann. Vannmolekylene trekker ut ionene i løsningen.
Løses i vann:
| Hvis det i 100mL vann | oppgis saltet som |
| løses mer enn 1g salt | lett løselig |
| løses mindre enn 1g salt, men mer enn 0,01g | tungt løselig |
| løses mindre enn 0,1g salt | uløselig |
Løseligheten til noen salter i vann:
| Ioner | NO3 - nitrat | Cl- Klorid | CO3^2- karbonat | SO4¨2- Sulfat |
| Na+ natrium | L | L | L | L |
| K+ kalium | L | L | L | L |
| NH4+ ammonium | L | L | L | L |
| Ag+ sølv | L | U | U | T |
| Pb2+ bly(II) | L | T | U | U |
| Cu2+ kobber (II) | L | L | U | L |
| Fe2+ jern (II) | L | L | U | L |
| Fe3+ jern (III) | L | L | - | T |
| Zn2+ sink | L | L | U | L |
| Ca2+ kalsium | L | L | U | T |
| Ba2+ barium | L | L | U | U |
3.4 Kovalent binding av molekyler
Ko fra cum(lat)=med, sammen
valere (lat.) =være sterk, være verdt
Elektronparbinding
Sterk binding
I en kovalent binding er ett eller flere elektronpar felles for to atomer.
Elektronprikkmodeller
De felles elektronparet kalles bindingselektronene.
Ledige elektronpar er de elektronparene som ikke er bindingselektronene.
Når et molekyl har bare et elektronpar felles sier vi at det er enkeltbinding
Når et molekyl har bare to elektronpar felles sier vi at det er dobbeltbinding
Når et molekyl har bare tre elektronpar felles sier vi at det er trippelbinding
En trippelbinding er sterkere enn enkelt og dobbelt fordi det krever mer energi for å bryte den
Strukturformel kan vi skrive for å vise hvilken binding et atom har. F2 = F-F, O2 = O=O
Når to forskjellige atomer er bundet sammen med felles elektronpar vil de trekke ulikt pga. elektronegativiteten.
Det atomet som trekker mest får en svak negativ ladning, mens det andre en svak positiv med samme størrelse.
Polar kovalent binding er binding mellom to atomer som trekker ulikt på atomene
Upolar kovalent binding er når to like atomer trekker like mye på det felles elektronparet.
Elektronegativitet er et mål for den evnen et atom har til å trekke til seg elektronene i en kovalent binding.
3.5 Svake bindinger mellom molekyler
Det er de sterke bindingene i et molekyl som bestemmer molekylets form, mens de svake bindingene mellom molekylet bestemmer egenskapene som smeltepunkt, kokepunkt og hvor lett det løser seg i vann.
Dipolbindinger: Mellom to molekyler i stoffet virker det svake tiltrekkende elektrostatiske krefter
Midlertidig dipol: Noen atomer får midlertidige polarbindinger fordi elektronene er i stadig bevegelse. Noen ganger kan det være overtall av positive elektroner på den ene siden. Dette kan forskyve elektronene i et naboatom, og gjøre det atomet også midlertidig dipol.
Slike bindinger er svake, men de blir sterkere jo flere atomer det er sammen.
Hydrogenbinding: I et vann har oksygenet et ledig elektronpar, og dette blir tiltrukket av hydrogenatomer. På den måten dannes en binding mellom atomene.
Dannes også når det sitter H-atomer på et N-atom.
Det kreves mer energi for å bryte en hydrogenbinding enn en vanlig dipolbinding.
Hydrogenbindinger brytes og dannes hele tiden.
Bare i vanndamp er hydrogenbindingene frie.
Hydrogenbindinger finnes ikke bare mellom like molekyler, slik som mellom H2O-molekylene i vann, men også mellom ulike molekyler.
Hydrogenbindinger blir dannet mellom molekyler der et H-atom sitter på et lite og sterkt elektronegativt atom (O eller N). Et slikt H-atom blir litt positivt ladd og danner hydrogenbinding til et ledig elektronpar på et O eller N atom i et annet molekyl. H-atomet blir derfor som en bro mellom to små og sterkt elektronegative atomer.
3.6 Egenskaper til molekyler som er bygd opp av molekyler
Stoffer med små molekyler: O2, I2, CO2, C2H5OH (etanol) og C17H35COOH (stearinsyre).
Stoffer som består av molekyler har lavere smelte- og kokepunkt fordi bindingene mellom molekylene er svake.
Stoffer med hydrogenbinding har høyt smelte- og kokepunkt.
Stoffer som består av molekyler leder ikke elektrisk strøm fordi de ikke har ioner eller frie elektroner.
Upolare stoffer er lite vannløselige.
Polare stoffer er gode løsemiddel.
Likt løser likt: upolare stoffer løser upolare stoffer, og polare stoffer løser polare stoffer.
Fast form: Struktur, mange svake bindinger
Væske: Mindre svake bindinger og litt mer uorden
Gass: Null svake bindinger
3.7 Oppbygning og egenskaper til nettverksstoffer
Diamat er et eksempel på nettverksstoff. Både diamant og granitt er bygget opp av karbonatomer.
I diamat er alle C-atomene bundet til 4 andre C-atomer i en romslig struktur med kovalente bindinger. Dette gjør diamanten hard.
Gafitt er bygd opp av paralelle lag med C-atomer. Avstanden er 2,5 ganger lengre enn avstanden mellom C-atomene i samme lag. Hvert C-atom i ett lag danner kovalente bindinger med tre andre C-atomer i samme lag.
Rent silisium finnes ikke fritt i naturen, men er det mest vanligste grunnstoffene. Det finnes i sand.
3.8 Oppsummering om bindinger og egenskaper
Metallbinding = metaller
Kovalent binding = ikke-metaller
Ionebinding = salter
| Stofftype | Stoffer bygd opp av molekyler | Nettverksstoffer | Metaller | Ioneforbindelser |
| Stoff som har denne strukturen | Noen ikke-metaller og forbindelser av ikke-metaller | Noen grunnstoffer i gruppe 14 og deres forbindelser | Metaller | Forbindelser av metaller og ikke-metaller |
| Eksempler | H2, Cl2, H2O, HCl, CO2, | Diamant (C), grafitt (C), kvarts (SiO2) | Na, Ca, Cu, Fe | NaCl, CaO, NaOH, CaSO4 x 2H2O |
| Partikkelenheten som karakteriserer stoffet | Små molekyler (sammenlignet med makromolekyler) | Atomer | Positive ioner omgitt av felles elektroner | Ioner |
| Bindingen mellom partiklene | Sterke kovalente bindinger mellom atomene i molekylene. Svake bindinger mellom molekylene | Sterke kovalente bindinger mellom atomene | Sterk metallbinding mellom metallioner og felles elektroner | Sterke ionebindinger mellom positive og negative ioner |
| Smeltepunkt og kokepunkt | Lave | Svært høye | Generelt høye | Høye |
| Hardhet | Lite harde | Svært harde | Harde | Harde, men sprø |
| Elektrisk ledningsevne | Leder ikke strøm | Leder vanligvis ikke strøm (grafitt leder) | Leder strøm som fast stoff og som væske | Leder strøm når smeltet eller løst i vann |
| Løselighet i polare stoffer | Vanligvis lite løselig, de som kan danne hydrgenbindinger er mer løselige | Uløselige | Uløselige | Uløselige |
| Løselighet i upolare stoffer | Vanligvis løselige | Uløselige | Uløselige | Uløselige |
SAMMENDRAg
Bindinger er tiltrekkende elektriske krefter mellom partikler - atomer, ioner og molekyler.
Sterke bindinger er tre typer: kovalente bindinger, ionebinding og metallbinding. Metallbinding holder atomene sammen i et metall, Ionebinding holder ionene sammen i et salt. Kovalent binding, også kalt elektronparbinding, holder atomene sammen i et molekyl.
Svake bindinger er to typer: dipolbinding og hydrogenbinding. Dipolbinding finnes mellom polare molekyler. Hydrogenbinding er den sterkeste av de svake bindingene og er en spesiell type dipolbinding.
Elektronegativitet er et mål for den evnen et atom har til å trekke til seg elektronene i en kovalent binding.
En dipol er et molekyl som har en positiv og en negativ ende. Et stoff bygd opp av dipoler er et polart stoff.
"Likt løser likt" betyr at polare løsemidler løser polare stoffer, og at upolare løsemidler løser upolare stoffer.
Metaller har god elektrisk ledningsevne, god varmeledningsevne, høyt smeltepunkt og er enkle å forme.
Ioneforbindelser, salter, er sprø og har høyt smeltepunkt. Mange salter er lett løselige i vann og leder da elektrisk strøm.
Stoffer som er bygget opp av molekyler har lavt smelte og kokepunkt.
Nettverksstoffer er bygd opp av svært mange, men et ubestemt antall atomer som er bundet sammen med sterke kovalente bindiger i et fast nettverk. Diamant, grafitt og kvarts (SiO2) er eksempler på nettverksstoffer.
