Van der Waalsbindning (Londonkrafter)
Van der Waalsbindning (Londonkrafter) Niklas Dahrén Van der Waalsbindning är en intermolekylär bindning Kovalent bindning Polär kovalent bindning Intramolekylära bindningar Jonbindning Kemisk bindning Dipol-‐ dipolbindning Vätebindning Intermolekylära bindningar van der Waalsbindning (Londonkra?er) Jon-‐ dipolbindning Metallbindning De intermolekylära bindningarna är olika starka Starkast bindning Jon-‐dipolbindning -‐ + -‐ Vätebindning + -‐ + -‐ Dipol-‐dipolbindning + -‐ van der Waals-‐bindning + -‐ Svagast bindning (Londonkra?er) + -‐ + -‐ Van der Waalsbindning (Londonkrafter) ü Van der Waalsbindning är en bindning mellan svaga och Ellfälliga dipoler. Den liknar en vanlig dipol-‐dipolbindning men är mycket svagare. ü Van der Waalsbindningen är den svagaste intermolekylära bindningen om vi jämför molekyler med samma storlek. ü Van der Waalsbindningens styrka ökar dock med molekylstorleken. RikEgt stora molekyler har därför mycket starka van der Waalsbindningar. ü ”Londonkra8er”: Ibland används namnet ”van der Waals” som eL samlingsnamn för alla intermolekylära bindningar och då är det istället namnet ”Londonkra?er” som är namnet på den typ av bindning som beskrivs i denna presentaEon. Van der Waalsbindning förekommer t.ex. mellan klormolekyler ü Klor (Cl2) har en kokpunkt på -‐34 grader. Det betyder aL klor är flytande om temperaturen är lägre än -‐34 grader. Om klor förekommer i flytande form betyder det aL det förekommer någon form av bindning mellan klormolekylerna. ü Mellan kloratomerna i en klormolekyl siLer en kovalent bindning. Klormolekylen är därför ingen dipol e?ersom de båda kloratomerna drar lika mycket i de gemensamma elektronerna= kan ej bilda dipol-‐dipolbindning. ü Bindningen mellan klormolekyler kan inte vara en dipol-‐ dipolbindning e?ersom Cl2 inte är en dipol. Bindningen kan inte heller vara en vätebindning e?ersom den s.k. Hydro-‐FON-‐ regeln inte är uppfylld (finns inget H bundet Ell F, O eller N). Det enda som då återstår är van der Waalsbindning. Kovalent bindning Van der Waalsbindning Kovalent bindning Hur uppkommer van der Waalsbindningen mellan klormolekylerna? ü Elektronerna i en klormolekyl siKer inte fast i en bestämd posiEon utan rör sig slumpmässigt runt atomkärnorna. Ibland kan flertalet elektroner råka hamna på samma sida om atomkärnorna. Denna sida blir då lite negaEvt laddad medan den andra sidan blir lite posiEvt laddad. Vi har då fåL en Ellfällig och svag dipol (en inducerad dipol). Ansamlingen av elektroner på den ena sidan av denna klormolekyl kan nu repellera elektroner i en annan klormolekyl så aL även denna blir en svag dipol. -‐ + + + -‐ + + + Klormolekyl 1 Klormolekyl 2 ü En aKrakNon kan sedan uppstå mellan de båda svaga dipolerna. Bindningen är dock mycket svag e?ersom skillnaden i laddning inte är så stor. Elektronerna fortsäLer också sin rörelse runt atomkärnorna vilket innebär aL molekylerna inte är dipoler under så lång Ed. Molekylerna växlar alltså mellan aL vara dipoler och aL inte vara det. Van der Waalsbindning: En bindning mellan svaga och tillfälliga dipoler Svag negaEv laddning -‐ + + Svag posiEv laddning + + Klormolekyl 1 Svag och Ellfällig dipol -‐ + + Klormolekyl 2 och Ellfällig dipol Svag Kokpunkter för kolväten Namn: metan etan propan butan pentan hexan heptan oktan nonan dekan undekan dodekan eikosan triakontan Molekylformel: Intermolekylär bindning: Kokpunkt (oC): CH4 C2H6 C3H8 C4H10 C5H12 C6H14 C7H16 C8H18 C9H20 C10H22 C11H24 C12H26 C20H42 C30H62 Van der Waalsbindning Van der Waalsbindning Van der Waalsbindning Van der Waalsbindning Van der Waalsbindning Van der Waalsbindning Van der Waalsbindning Van der Waalsbindning Van der Waalsbindning Van der Waalsbindning Van der Waalsbindning Van der Waalsbindning Van der Waalsbindning Van der Waalsbindning -‐164 -‐89 -‐42 -‐0.5 36 69 98 125 151 174 196 216 343 450 Större molekyler (t.ex. långa kolväten) ger upphov till starkare van der Waalsbindningar 2. Fler kontaktpunkter mellan de båda molekylerna + + + + + + -‐ Molekyl 1 1. Fler elektroner -‐ + + + + + + Molekyl 2 Större chans aL det uppstår en ojämn elektronfördelning Fler ställen där aLrakEon uppstår mellan negaEva elektroner och posiEva atomkärnor Starkare van der Waalsbindning! Molekylerna blir Ellfälliga dipoler läLare Kokpunkter för ädelgaserna Ädelgas: Intermolekylär bindning: Kokpunkt: Antal skal: helium Van der Waalsbindning -‐269°C 1 neon Van der Waalsbindning -‐246°C argon Van der Waalsbindning -‐186°C 3 krypton Van der Waalsbindning -‐152°C 4 xenon Van der Waalsbindning -‐108°C radon Van der Waalsbindning -‐62°C 6 2 5 ü När ädelgaserna är i flytande form så förekommer det bindningar mellan atomerna e?ersom ädelgaserna inte bildar molekyler. Större atomer ger upphov till starkare van der Waalsbindningar -‐ + + + Atom 1 Stora atomer har många skal vilket innebär många elektroner som siLer långt från atomkärnan (siLer löst) -‐ + Atom 2 Större chans aL det uppstår en ojämn elektronfördelning Starkare van der Waalsbindning! Atomerna blir Ellfälliga dipoler läLare Van der Waalsbindning förekommer i alla ämnen ü Alla ämnen har van der Waalsbindningar, men vissa ämnen har också dipol-‐dipolbindning eller vätebindning. ü Om ämnet inte är en dipol kan ämnet inte bilda Vissa ämnen har enbart van der Waalsbindningar: dipol-‐dipolbindning. Om ämnet inte uppfyller Hydro-‐FON-‐regeln (väte bundet Ell F, O eller N) så kan ämnet inte bilda vätebindningar. Det enda som då återstår är van der Waalsbindningar. ü Exempel på ämnen med enbart van der Waalsbindningar: Kolväten (t.ex. CH4 och C2H6) och ämnen som enbart består av samma typ av atomer (t.ex. Cl2, F2 och I2) är exempel på ämnen som enbart har van der Waalsbindningar. Se gärna fler filmer av Niklas Dahrén: hKp://www.youtube.com/KemilekNoner hKp://www.youtube.com/MedicinlekNoner
© Copyright 2024