Vätebindningar och Hydro-FON-regeln. Niklas Dahrén

Relevanta dokument
Dipoler och dipol-dipolbindningar Del 1. Niklas Dahrén

Kovalenta bindningar, elektronegativitet och elektronformler. Niklas Dahrén

van der Waalsbindningar (London dispersionskrafter) Niklas Dahrén

Introduktion till kemisk bindning. Niklas Dahrén

Dipol-dipolbindning. Niklas Dahrén

Vad bestämmer ett ämnes kokpunkt? Niklas Dahrén

Olika kovalenta bindningar. Niklas Dahrén

Organiska föreningar del 10: Vad bestämmer kokpunkten hos en förening? Niklas Dahrén

Organiska föreningar Kokpunkt och löslighet. Niklas Dahrén

Kovalenta och polära kovalenta bindningar. Niklas Dahrén

Polära och opolära ämnen, lösningsmedel och löslighet. Niklas Dahrén

Dipoler och dipol-dipolbindningar Del 2. Niklas Dahrén

Intermolekylära krafter

Intermolekylära krafter

Oxidationstal. Niklas Dahrén

Jonföreningar och jonbindningar del 1. Niklas Dahrén

Van der Waalsbindning (Londonkrafter) Niklas Dahrén

Kemisk bindning. Mål med avsnittet. Jonbindning

Kemiska reaktioner: Olika reaktionstyper och reaktionsmekanismer. Niklas Dahrén

Jonföreningar och jonbindningar del 1. Niklas Dahrén

Analysera gifter, droger och läkemedel med högupplösande vätskekromatografi (HPLC) Niklas Dahrén

Analysera gifter, droger och andra ämnen med enkla metoder. Niklas Dahrén

Den elektrokemiska spänningsserien. Niklas Dahrén

Den elektrokemiska spänningsserien. Niklas Dahrén

Analysera gifter, droger och läkemedel med gaskromatografi (GC) Niklas Dahrén

Jonföreningar och jonbindningar del 2. Niklas Dahrén

Framkalla fingeravtryck med superlim. Niklas Dahrén

Materia och aggregationsformer. Niklas Dahrén

Kovalent och polär kovalent bindning. Niklas Dahrén

Periodiska systemet. Atomens delar och kemiska bindningar

Atomen och periodiska systemet

ATOMENS BYGGNAD. En atom består av : Kärna ( hela massan finns i kärnan) Positiva Protoner Neutrala Neutroner. Runt om Negativa Elektroner

Introduktion till det periodiska systemet. Niklas Dahrén

Oxidation, reduktion och redoxreaktioner. Niklas Dahrén

Jonbindning och metallbindning. Niklas Dahrén

Valenselektroner = elektronerna i yttersta skalet visas nedan för några element ur grupperna

Organiska föreningar Struktur- och stereoisomerer. Niklas Dahrén

Syror, baser och ph-värde. Niklas Dahrén

Repetition F6. Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00

Namnge och rita organiska föreningar - del 1 Introduktion till att rita och namnge organiska föreningar. Niklas Dahrén

Föreläsning 4. Koncentrationer, reaktionsformler, ämnens aggregationstillstånd och intermolekylära bindningar.

2. Starka bindningar

Instuderingsuppgifter

Reaktionsmekanismer. Kap 6

Kap. 8. Bindning: Generella begrepp

Organiska föreningar - Struktur- och stereoisomerer. Niklas Dahrén

KEMI 1 MÄNNISKANS KEMI OCH KEMIN I LIVSMILJÖ

Joner Syror och baser 2 Salter. Kemi direkt sid

Kemiska reaktioner och reaktionshastigheter. Niklas Dahrén

Namnge och rita organiska föreningar - del 5

VAD ÄR KEMI? Vetenskapen om olika ämnens: Egenskaper Uppbyggnad Reaktioner med varandra KEMINS GRUNDER

VAD ÄR KEMI? Vetenskapen om olika ämnens: Egenskaper Uppbyggnad Reaktioner med varandra KEMINS GRUNDER

Jonföreningar och jonbindningar del 2. Niklas Dahrén

Kemiska bindningar. Matti Hotokka

Identifiera okända ämnen med enkla metoder. Niklas Dahrén

Felveckning och denaturering av proteiner. Niklas Dahrén

Reaktionsmekanismer. Niklas Dahrén

KEMA00. Magnus Ullner. Föreläsningsanteckningar och säkerhetskompendium kan laddas ner från

Gaskromatografi (GC) Niklas Dahrén

Allmän kemi. Läromålen. Viktigt i kapitel 11. Kap 11 Intermolekylära krafter. Studenten skall efter att ha genomfört delkurs 1 kunna:

atomkärna Atomkärna är en del av en atom, som finns mitt inne i atomen. Det är i atomkärnan som protonerna finns.

PERIODISKA SYSTEMET. Atomkemi

Organiska föreningar del 6: Rita och namnge etrar, aldehyder, ketoner, tioler och disulfider. Niklas Dahrén

Historia De tidigaste kända idéerna om något som liknar dagens atomer utvecklades av Demokritos i Grekland runt 450 f.kr. År 1803 använde John Dalton

Introduktion till kemisk bindning. Niklas Dahrén

Materien. Vad är materia? Atomer. Grundämnen. Molekyler

Kapitel 8 och 9. Kemisk bindning: allmänna begrepp och orbitaler

Periodiska systemet. Namn:

Repetition kemi och instuderings/övningsfrågor

Atomteori. Biologisk kemi 7,5 hp KTH Vt 2012 Märit Karls. Titta på: Startsida - Biologisk Kemi (7,5hp) [PING PONG]

.Kemiska föreningar. Kap. 3.

Hur håller molekyler ihop?

Reaktionsmekanismer. Kap 6

Rättningstiden är i normalfall 15 arbetsdagar, annars är det detta datum som gäller:

Molekyler och molekylmodeller. En modell av strukturen hos is, fruset vatten

Här växer människor och kunskap

Materia Sammanfattning. Materia

Kemi. Fysik, läran om krafterna, energi, väderfenomen, hur alstras elektrisk ström mm.

Organiska föreningar - del 8: Struktur- och stereoisomerer. Niklas Dahrén

Beräkna en förenings empiriska formel och molekylformel. Niklas Dahrén

Proteinernas 4 strukturnivåer. Niklas Dahrén

Kolföreningar. Oändliga variationsmöjligheter

Grundläggande Kemi 1

KEMINS ÄMNESSPECIFIKA BEGREPP

FACIT TILL FINALEN GRUNDBOK

Kemisk bindning I, Chemical bonds A&J kap. 2

Kapitel 10. Vätskor och fasta faser

Galvaniska element. Niklas Dahrén

Organiska föreningar del 5: Rita och namnge alkoholer, karboxylsyror och estrar. Niklas Dahrén

ENKEL Kemi 2. Atomer och molekyler. Art nr 515. Atomer. Grundämnen. Atomens historia

Föreläsning 4. Substituerade kolväten Kapitel 5

Rättningstiden är i normalfall tre veckor, annars är det detta datum som gäller: Efter överenskommelse med studenterna är rättningstiden fem veckor.

Arbetshäfte kemi 9. Namn: Det här arbetshäftet innehåller dina anteckningar från genomgångarna i kemi. KEMI 9

Organiska föreningar del 2: Introduktion till att rita och namnge organiska föreningar. Niklas Dahrén

Labbrapport 1 Kemilaboration ämnens uppbyggnad, egenskaper och reaktioner. Naturkunskap B Hösten 2007 Av Tommy Jansson

Kapitel 8 och 9. Kemisk bindning: allmänna begrepp och orbitaler

Alla papper, även kladdpapper lämnas tillbaka.

Kapitel 10. Vätskor och fasta faser

KEMI 2H 2 + O 2. Fakta och övningar om atomens byggnad, periodiska systemet och formelskrivning

Kapitel 8 och 9. Kemisk bindning: allmänna begrepp och orbitaler. Krafter som håller grupper av atomer samman och får dem att fungera som en enhet.

Transkript:

Vätebindningar och Hydro-FON-regeln Niklas Dahrén

Indelning av kemiska bindningar Jonbindning Bindningar mellan jonerna i en jonförening (salt) Kemiska bindningar Metallbindning Kovalenta bindningar Bindningar mellan metallatomerna i en metall Bindningar mellan atomerna i en molekyl Bindningar mellan olika molekyler Intermolekylära bindningar Bindningar mellan joner och molekyler Bindningar mellan olika delar i stora molekyler

Olika typer av intermolekylära bindningar Jonbindning Kemiska bindningar Metallbindning Kovalenta bindningar Vätebindning Dipol-dipolbindning Intermolekylära bindningar van der Waalsbindning (London dispersionskrafter) Jon-dipolbindning

Det finns olika intermolekylära bindningar Starkast bindning Svagast bindning - - Cl - + HF - Jon-dipolbindning Vätebindning + H 2 O - + HF - Dipol-dipolbindning + HCl - + HCl - van der Waalsbindning (London dispersionskrafter) CH 4 CH 4 + - + - Intermolekylära bindningar uppkommer p.g.a. att molekylerna har positiva och negativa laddningar. Den positiva laddningen på den ena molekylen attraheras av den negativa laddningen på den andra molekylen och tvärtom. Detta får molekylerna att binda till varandra. Om vi jämför molekyler med ungefär samma storlek så kan styrkan av de intermolekylära bindningarna rangordnas enligt modellen till vänster. Det finns dock undantag från denna rangordning. T.ex. är vissa vätebindningar starkare än vissa jondipolbindningar.

Utan vätebindningar inget liv på jorden! Vätebindningar är starka intermolekylära bindningar om vi jämför med vanliga dipol-dipolbindningar och van der Waalsbindningar (och om vi jämför ämnen med samma massa) vilket får till följd att ämnen med dessa bindningar har relativt höga smält- och kokpunkter och gör även ämnena lösliga i vatten (i de flesta fall). Vätebindningar förekommer bl.a. mellan vattenmolekyler och är helt avgörande för att liv finns på jorden. Utan vätebindningar mellan vattenmolekylerna skulle vatten ha en betydligt lägre kokpunkt och flytande vatten skulle inte existera på jorden. Obs. Vätebindningar är dock mycket svagare än kovalenta bindningar, jonbindningar och metallbindningar.

Vätebindningar förekommer även i vissa molekyler Vätebindningar räknas som intermolekylära bindningar eftersom dessa i huvudsak förekommer mellan molekyler. Men vätebindningar förekommer faktiskt också i vissa stora molekyler, t.ex. mellan de båda DNA-strängarna i en DNA-molekyl eller mellan aminosyrornas sidokedjor i ett protein. Både DNA-molekyler och proteiner är livsviktiga för allt levande. Bildkälla: By Madprime (talk contribs) - Own workithe source code of this SVG is valid.this vector image was created with Inkscape., CC BY-SA 3.0, https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=1848174

Fullständig eller partiell laddning Fullständig laddning: Om en atom förlorar en elektron fullständigt till en annan atom så omvandlas atomen till en jon. Jonen har då +1 i laddning. Det är en s.k. fullständig laddning som har det exakta värdet +1. Den mottagande atomen blir samtidigt en negativt laddad jon med laddningen -1. Na + Cl à Na + Cl - 1e - Natriumklorid I natriumklorid delar inte Na och Cl på några valenselektroner utan Na har helt avgivit 1 elektron till Cl p.g.a. den stora skillnaden i elektronegativitet mellan dessa. Partiell laddning: Om en atom delvis förlorar en elektron till en annan atom genom att elektronen förskjuts mot den andra atomen, då säger man att atomen får en partiell positiv laddning (delvis/till viss del). Atomen blir då inte omvandlad till en jon eftersom den inte förlorar elektronen fullständigt. Den positiva laddning som uppkommer är lägre än +1 och har inget exakt värde och därför säger vi att det är en partiell positiv laddning. Den mottagande atomen blir samtidigt partiellt negativt laddad. Partiella laddningar representeras av den grekiska bokstaven delta (δ) följt av ett plustecken eller minustecken (δ- eller δ+). F + H à F δ- : H δ+ Vätefluorid I vätefluorid delar F och H på 2 valenselektroner men dessa är förskjutna mot F. H har alltså delvis avgivit 1 elektron till F. Detta sker p.g.a. att F har högre elektronegativitet.

Vätebindningen är ett specialfall av den vanliga dipol-dipolbindningen H binder till F, O eller N (Hydro-FON-regeln): I en vätebindning binder en starkt partiellt positivt laddad väteatom på en molekyl till en starkt partiellt negativt laddad fluoratom, syreatom eller kväveatom (F, O eller N) på en annan molekyl. Jag kallar detta för Hydro-FON-regeln för att lättare komma ihåg det (mer om den regeln senare). Molekyl 1: Vätegivaren Molekyl 2: Vätemottagaren F δ- H δ+ O δ- H δ+ H δ+ Vätebindningen kan lite förenklat beskrivas som ett specialfall av den vanliga dipol-dipolbindningen, men den är betydligt starkare och den har även ett visst inslag av kovalent bindning (men vätebindningen är inte alls lika stark som en vanlig kovalent bindning).

Ett starkt partiellt positivt väte på en molekyl binder till F, O eller N på en annan molekyl Den ena molekylen måste innehålla en väteatom som har en stark partiell positiv laddning. Det uppnås i de allra flesta fall enbart om vätet binder till F, O eller N (p.g.a. hög elektronegativitet hos dessa atomer). Denna molekyl kallar vi för vätegivaren eftersom den delar med sig av sitt väte. Molekyl 1: Vätegivaren Den andra molekylen måste innehålla en starkt elektronegativ atom som har fria elektroner och liten radie; enbart F, O eller N uppfyller dessa krav (fria elektroner och 2 skal). Denna molekyl kallar vi för vätemottagaren eftersom den tar emot vätet från vätegivaren. Molekyl 2: Vätemottagaren F δ- H δ+ O δ- H δ+ H δ+ Varför uppstår bindningen?: 1. Den starka partiella positiva laddningen på vätet attraheras av de fria och negativt laddade elektronerna på F, O eller N. Den lilla radien hos dessa atomer innebär att de fria elektronerna är koncentrerade till ett litet område och därför känner vätet av dessa väldigt tydligt. 2. Vätet känner även av den partiella negativa laddningen som F, O och N har eftersom de p.g.a. sin höga elektronegativitet har dragit åt sig extra elektroner från bindningarna med de andra atomerna i molekylen.

3 anledningar till varför en vätebindning är starkare än en vanlig dipol-dipolbindning 1. Extra stark positiv laddning: När en väteatom binder en atom med hög elektronegativitet (F, O eller N) inom samma molekyl så kommer väteatomen förlora sina elektroner nästan fullständigt till den elektronegativa atomen och därmed får väteatomen en stark partiell positiv laddning. Väteatomens (i stort sätt enbart en ensam proton) lilla radie innebär också att den positiva laddningen blir centrerad till ett mycket litet område. 2. Extra stark negativ laddning: F, O och N är atomer med hög elektronegativitet, liten radie och ett fritt elektronpar (F, O, N). Det tillsammans innebär att det bildas en stark negativ laddning som är koncentrerad till ett litet område. 3. Avståndet mellan laddningarna är litet + kovalent inslag: P.g.a. den lilla radien hos väteatomen (i stort sätt enbart en ensam proton) och den relativt lilla radien hos vätemottagaren (F, O och N har enbart 2 skal) så kan de olika laddningarna komma väldigt nära varandra vilket innebär en starkare attraktion. Väteatomen kan faktiskt komma så nära de fria elektronerna att bindningen får ett kovalent inslag (vätet delar nästan på elektronerna med syret) vilket bidrar till att bindningen blir starkare. F δ- H δ+ O δ- H δ+ H δ+ Molekyl 1: Vätegivaren Molekyl 2: Vätemottagaren

Hydro-FON-regeln är en bra minnesregel för vätebindningar Hydro-FON-regeln ska vara uppfylld mellan molekylerna för att det ska vara en vätebindning: I en vätebindning binder en starkt partiellt positivt laddad väteatom (H) på en molekyl till en starkt partiellt negativt laddad fluoratom, syreatom eller kväveatom (F, O eller N) på en annan molekyl. Jag kallar detta för Hydro-FON-regeln för att lättare komma ihåg det. H binder alltså till F, O eller N. Hydro= väte F= fluor O= syre N= kväve Hydro-FON-regeln ska även vara uppfylld i vätegivaren: Hydro-FON-regeln måste, förutom att vara uppfylld mellan molekylerna, även vara uppfylld i den molekyl som bidrar med vätet (i vätegivaren). Om inte Hydro-FON-regeln är uppfylld i vätegivaren så blir inte vätet tillräckligt positivt laddat och då får vi inte en vätebindning mellan molekylerna. En hydrofon är egentligen en apparat för att avlyssna ljud under vatten! Bildkälla: Av Hannes Grobe 09:30, 23 June 2007 (UTC), Alfred Wegener Institute for Polar and Marine Research, Bremerhaven, Germany - Eget arbete, CC BY-SA 2.5, https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=2284981

För att en vätebindning ska kunna uppstå krävs 2 kriterium: Kriterium 1: Hydro-FON-regeln ska vara uppfylld mellan molekylerna. Kriterium 2: Hydro-FON-regeln ska vara uppfylld i vätegivaren. δ- : : δ+ δ- Om kriterium 1 och 2 är uppfyllda så innebär det att vätet ligger mellan 2 elektronegativa atomer. δ- δ+ δ-

Enkelt att lista ut vilka ämnen som kan skapa vätebindningar i flytande och fast form Vi kan enkelt ta reda på om ett specifikt ämne kan skapa vätebindningar mellan sina molekyler, när ämnet är i flytande eller fast form, genom att kolla om Hydro-FON-regeln uppfylls i molekylerna. Om Hydro-FON-regeln uppfylls i molekylerna så vet vi att Hydro-FON-regeln även kommer uppfyllas mellan molekylerna eftersom det är samma typ av molekyler som binder till varandra. Propanol Propanolmolekylen uppfyller Hydro-FON-regeln. Då vet vi att propanol kan skapa vätebindningar i flytande eller fast form (mellan olika propanolmolekyler kommer det alltså kunna uppstå vätebindningar). Propan Propanmolekylen uppfyller inte Hydro-FON-regeln. Då vet vi att propan inte kan skapa vätebindningar i flytande eller fast form (mellan olika propanmolekyler kommer det alltså inte kunna uppstå vätebindningar).

Ämnen med vätebindningar har ofta höga kokpunkter Ämne: Kemisk formel: Molekylvikt: Kokpunkt: Löslighet i vatten: Kemisk bindning: Etanol C 2 H 5 OH 46,07 u 78,4 C Ja Vätebindning van der Waalsbindning Klormetan CH 3 Cl 50,49 u -24,2 C Ja Vanlig dipol-dipolbindning van der Waalsbindning Propan C 3 H 8 44,10 u -42,1 C Nej van der Waalsbindning Om molekylerna är ungefär lika stora så kommer de ämnen som kan skapa vätebindningar mellan molekylerna få högst kokpunkt.

Lösning: Uppgift 1: Kan vätebindning uppkomma mellan en metanmolekyl och en Kriterium 2: Hydro-FON-regeln är ej uppfylld i vätegivaren. vattenmolekyl? Kriterium 1: Hydro-FON-regeln är uppfylld mellan molekylerna. Svar: Nej. Enbart kriterium 1 är uppfyllt. Kriterium 2 är ej uppfyllt p.g.a. att vätet binder till en kolatom. Skillnaden mellan väte och kol i elektronegativitet är för liten vilket innebär att vi inte får ett tydligt positivt laddat väte och då kan vi inte heller få en vätebindning mellan de båda molekylerna eftersom attraktionen blir för liten.

Uppgift 2: Ämnen i flytande form har intermolekylära bindningar mellan sina molekyler. Vilka av följande ämnen kan skapa vätebindningar mellan sina molekyler? a) Ammoniak b) Butan c) Etanol

Lösning: a) Ammoniak b) Butan c) Etanol Uppfyller inte Hydro-FON-regeln enligt något kriterium! Svar: Ammoniak och etanol kan skapa vätebindningar eftersom dessa uppfyller Hydro-FON-regeln enligt båda kriterierna. Butan kan ej skapa vätebindningar eftersom butan inte uppfyller Hydro-FON-regeln enligt något kriterium.

Uppgift 3: Vilket av nedanstående ämnen har högst kokpunkt? a) Etanol b) Dimetyleter Ämne: Kemisk formel: Molekylmassa: Etanol C 2 H 6 O (C 2 H 5 OH) 46,07 u Dimetyleter C 2 H 6 O 46,07 u

Lösning: Båda ämnena har lika stora molekyler (exakt samma summaformel) och har ungefär samma geometriska form vilket tillsammans innebär att styrkan av van der Waalsbindningarna (London dispersionskrafter) är ungefär lika stora (se min film om van der Waalsbindningar för mer info). Etanol uppfyller dock Hydro-FON-regeln (etanol och andra alkoholer har OH-grupper där en väteatom binder till en syreatom) och därför kan olika etanolmolekyler skapa vätebindningar mellan varandra. Dimetyleter uppfyller ej Hydro-FON-regeln (väteatomerna binder enbart till kolatomer vilket inte skapar tillräckligt positiva väteatomer) och därför kan det ej uppstå vätebindningar mellan olika dimetyletermolekyler. Etanol har därför en högre kokpunkt. Dimetyleter är dock en dipol och kan skapa vanliga dipol-dipolbindningar. Ämne: Kemisk formel: Strukturformel: Molekylmassa: Kokpunkt: Kemisk bindning: Etanol C 2 H 6 O (C 2 H 5 OH) 46,07 u Ca 78 C Vätebindning, van derwaalsbindning Dimetyleter C 2 H 6 O 46,07 u Ca -25 C Vanlig dipol-dipolbindning, van derwaalsbindning Svar: Etanol har högst kokpunkt p.g.a. att etanol kan skapa vätebindningar mellan sina molekyler. Dimetyleter kan ej skapa vätebindningar utan enbart van der Waalsbindningar och vanliga dipol-dipolbindningar.

Sammanfattning Vätebindning: I en vätebindning binder ett starkt partiellt positivt laddat väte på en molekyl till ett starkt partiellt negativt laddat F, O eller N på en annan molekyl. Varför uppstår bindningen?: 1. Den starka partiella positiva laddningen på vätet attraheras av de fria och negativt laddade elektronerna på F, O eller N. Den lilla radien hos dessa atomer innebär att de fria elektronerna är koncentrerade till ett litet område och därför känner vätet av dessa väldigt tydligt. 2. Vätet känner även av den partiella negativa laddningen som F, O och N har eftersom de p.g.a. sin höga elektronegativitet har dragit åt sig extra elektroner från bindningarna med de andra atomerna i molekylen. En vätebindning kan liknas vid en extra stark dipol-dipolbindning med ett visst inslag av kovalent bindning. Hydro-FON-regeln är en bra minnesregel för att lista ut vilka ämnen som kan skapa vätebindningar. Hydro-FONregeln innebär att H (väte) binder till antingen F, O eller N (fluor, syre eller kväve). 2 kriterium ska vara uppfyllda för att det ska vara en vätebindning: Kriterium 1: Hydro-FON-regeln ska vara uppfylld mellan molekylerna. Kriterium 2: Hydro-FON-regeln ska vara uppfylld i vätegivaren.

Se gärna fler filmer av Niklas Dahrén: http://www.youtube.com/kemilektioner http://www.youtube.com/medicinlektioner