Introduktion till kemisk bindning. Niklas Dahrén

Transkript

1 Introduktion till kemisk bindning Niklas Dahrén

2 Kemiska bindningar delas in i två huvudtyper 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 - 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. H H 2 0

3 Skillnaden mellan intra- och intermolekylära bindningar Intramolekylär bindning Intermolekylär bindning Intramolekylär 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.

4 Indelning av kemiska bindningar Intramolekylära bindningar Kovalent bindning Polär kovalent bindning Jonbindning Kemisk bindning Dipol- dipolbindning Metallbindning Vätebindning Intermolekylära bindningar van der Waalsbindning (LondonkraVer) Jon- dipolbindning

5 En viktig drivkraft bakom kemisk bindning mellan atomer är att atomerna får lägre energi Reak7va/energirika atomer har valenselektroner som är energirika. Energirika valenselektroner är 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 atomerna mindre energirika/reakgva och därmed stabilare. ReakGva/energirika atomer Kemisk bindning Energi frigörs Stabila/energifa\ga atomer

6 Vätemolekylen är mycket stabilare än enskilda väteatomer 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 a5rahera den. Valenselektronen har alltså stor rörelsefrihet och kan lä5 lämna väteatomen. 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 Elektroner med lägre energi Väteatom (H) Vätemolekyl (H 2 )

7 Ädelgasstruktur (oktettregeln) är en viktig drivkraft i kemiska reaktioner Ädelgasstruktur hos atomer innebär ae atomerna har 8 valenselektroner i si5 y5ersta skal (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.

8 Ädelgasstruktur innebär att atomerna får lägre energi och därmed lägre reaktivitet Ädelgasstruktur innebär ae varje atom får lägre energi och därmed stabilare. Det finns flera 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. Det skulle innebära a5 atomen får valenselektroner som är väldigt energirika och som därmed kommer lossna på en gång. Elektronformeln visar a5 alla ingående atomer har få5 ädelgasstruktur genom a5 dela på valenselektroner.

9 Varför binder molekyler till varandra? 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. 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

10 Energi behövs för att bryta bindningar medan energi frigörs när bindningar bildas Energi 2H 2 + O 2 Reaktanter Värme När bindningar skapas avges värmeenergi Gll omgivningen Det krävs energi för a5 bryta de gamla bindningarna 2H 2 O Produkter Om vi vill bryta bindningar mellan atomer eller molekyler måste vi Gllföra energi. När bindningar 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.

11 Med hjälp av energitillförsel kan de intermolekylära bindningarna släppa Temperatur Gas värms Kok- punkt Vätska värms Vätska kokar Gas: Inga bindningar mellan molekylerna. Långt avstånd mellan molekylerna. Smält- punkt Fast ämne smälter Fast ämne: Bindningar mellan molekylerna. Molekylerna si5er i en bestämd posigon. Vätska: Bindningar existerar mellan molekylerna men molekylerna rör på sig och byter hela Gden bindningspartners. Tid

12 Skilj mellan kemisk reaktion och fysikalisk process Kemisk reak7on: Intramolekylära bindningar bryts (bindningarna i molekylerna) och nya intramolekylära bindningar skapas. Exempel: H 2 + O 2 2H 2 O Fysikalisk process: Intermolekylära bindningar bryts (a5rakgonen mellan olika molekyler). Exempel: Snö smälter eller e5 ämne kokar. 2H 2 O (s) 2H 2 O (l)

13 Se gärna fler filmer av Niklas Dahrén: hep:// hep://