Document
Introduktion till kemisk bindning Niklas Dahrén Kemiska bindningar delas in i två huvudtyper ü Intramolekylära bindningar: De bindningar som finns mellan atomerna i en molekyl, mellan jonerna i e5 salt eller mellan atomerna i en metall kallas för intramolekylära bindningar. H-‐H Na+Cl-‐ ü Intermolekylära bindningar: De bindningar som finns mellan molekyler kallas för intermolekylära bindningar. Dessa bindningar gör a5 ämnen förekommer i flytande och fast form. Skulle inga intermolekylära bindningar finnas skulle olika ämnen enbart förekomma i gasform. H20 -‐ -‐ -‐ -‐ -‐ -‐ H20 Skillnaden mellan intra- och intermolekylära bindningar Intramolekylär bindning Intramolekylär bindning Intermolekylär bindning -‐ -‐ -‐ -‐ -‐ -‐ -‐ -‐ -‐ -‐ -‐ -‐ -‐ -‐ Intramolekylära bindningar avgör: -‐ Om det blir någon laddningsförskjutning i molekylen vilket avgör vilken typ av intermolekylära bindningar som kan uppstå. Intermolekylära bindningar avgör: -‐ -‐ -‐ AggregaGonsformen i rumstemperatur. Ämnets smält-‐ och kokpunkt. Ämnets löslighet i va5en och i organiska lösningsmedel. Indelning av kemiska bindningar Kovalent bindning Intramolekylära bindningar Polär kovalent bindning Jonbindning Metallbindning Kemisk bindning Dipol-‐ dipolbindning Vätebindning Intermolekylära bindningar van der Waalsbindning (LondonkraVer) Jon-‐ dipolbindning En viktig drivkraft bakom kemisk bindning mellan atomer är att atomerna får lägre energi som är energirika. Energirika valenselektroner är ü Reak7va/energirika atomer har valenselektroner energirika p.g.a. a5 de har stor förmåga Gll rörelse. Genom a5 skapa kemiska bindningar med andra atomer sänks valenselektronernas energi (samGdigt som energi frigörs Gll omgivningen) vilket gör stabilare. atomerna mindre energirika/reakGva och därmed Kemisk bindning ReakGva/energirika a tomer Energi frigörs Stabila/energifa\ga atomer Vätemolekylen är mycket stabilare än enskilda väteatomer ü En enskild väteatom är mycket reak7v eVersom dess valenselektron är mycket energirik (stor förmåga Gll rörelse). Valenselektronen är mycket energirik eVersom det enbart är 1 atomkärna med enbart 1 proton som håller fast och kan a 5rahera den. Valenselektronen har alltså stor rörelsefrihet och kan lä5 lämna väteatomen. ü När 2 väteatomer binder 7ll varandra kommer deras valenselektroner hamna mellan de båda atomkärnorna och båda atomerna får ädelgasstruktur. Elektronerna får nu mycket lägre energi eVersom de hålls på plats av 2 atomkärnor och totalt 2 protoner. Vätgasmolekylen är därför mycket stabilare än enskilda väteatomer. Elektron med hög energi Väteatom (H) Elektroner med lägre energi Vätemolekyl (H2) Ädelgasstruktur (oktettregeln) är en viktig drivkraft i kemiska reaktioner ü har 8 valenselektroner i si5 y5ersta skal Ädelgasstruktur hos atomer innebär aE atomerna (förutom väte och helium som maximalt kan ha 2 ). E5 sä5 a5 få de5a är a5 2 eller fler atomer slår sig samman och delar på valenselektroner så a5 alla ingående atomer får 8 valenselektroner. Elektronformeln visar a5 alla ingående atomer har få5 ädelgasstruktur genom a5 dela på valenselektroner. Ädelgasstruktur innebär att atomerna får lägre energi och därmed lägre reaktivitet energi och därmed stabilare. Det finns flera ü Ädelgasstruktur innebär aE varje atom får lägre förklaringar Gll de5a. När det gäller atomerna i en molekyl så sänks elektronernas energier eVersom antalet bindningar är maximerat; fler atomkärnor hjälps då åt a5 a5rahera och hålla valenselektronerna på plats. Valenselektronerna (och atomerna) får då lägre energi. Fler än 8 valenselektroner fylls dock inte på (i normala fall) även om det skulle finnas plats för fler eVersom y5erligare valenselektroner kommer hamna i s.k. underskal som ligger ännu längre från atomkärnan. som är väldigt energirika och som därmed Det skulle innebära a5 atomen får valenselektroner kommer lossna på en gång. Elektronformeln visar a5 alla ingående atomer har få5 ädelgasstruktur genom a5 dela på valenselektroner. Varför binder molekyler till varandra? ü Alla molekyler har elektriska laddningar: Alla molekyler har posiGva och negaGva laddningar, även om det hos vissa molekyler enbart är svaga och Gllfälliga laddningar som uppstår. ü En posi7v laddning på en molekyl aEraheras av en negaGv laddning på en annan molekyl (och tvärtom). Det skapas då en kemisk bindning mellan molekylerna (en intermolekylär bindning) vilket ger energifa\gare och stabilare molekyler. + -‐ + -‐ Samma typ av molekyler a5raheras av varandras laddningar + -‐ + -‐ Olika molekyler a5raheras av varandras laddningar Energi behövs för att bryta bindningar medan energi frigörs när bindningar bildas Energi ü 2H2 + O2 När bindningar skapas avges Värme Reaktanter värmeenergi Gll omgivningen Det krävs energi för a5 bryta 2H2O de gamla bindningarna Produkter olekyler måste vi Gllföra energi. När bindningar Om vi vill bryta bindningar mellan atomer eller m mellan atomer eller mellan molekyler skapas då frigörs istället energi Gll omgivningen. De5a leder samGdigt Gll a5 atomerna och molekylerna får lägre energi och a5 de därmed blir stabilare. Med hjälp av energitillförsel kan de intermolekylära bindningarna släppa Temperatur Gas värms Vätska kokar Kok-‐ punkt Smält-‐ punkt Vätska värms Fast ämne smälter Fast ämne: Bindningar mellan molekylerna. Molekylerna si5er i en bestämd posiGon. Gas: Inga bindningar mellan molekylerna. Långt avstånd mellan molekylerna. Vätska: Bindningar existerar mellan molekylerna men molekylerna rör på sig och byter hela Gden ”bindningspartners”. Tid Skilj mellan kemisk reaktion och fysikalisk process ü ü Kemisk reak7on: Intramolekylära bindningar bryts (bindningarna i molekylerna) och nya intramolekylära bindningar skapas. Exempel: H2 + O2 2H2O bryts (a5rakGonen mellan olika molekyler). Fysikalisk process: Intermolekylära bindningar Exempel: Snö smälter eller e5 ämne kokar. 2H2O (s) 2H2O (l) Se gärna fler filmer av Niklas Dahrén: hEp://www.youtube.com/Kemilek7oner hEp://www.youtube.com/Medicinlek7oner
© Copyright 2024