Van der Waalsbindning (Londonkrafter) Niklas Dahrén
Van der Waalsbindning är en intermolekylär bindning Kovalent bindning Intramolekylära bindningar Polär kovalent bindning Jonbindning Kemisk bindning Dipol- dipolbindning Metallbindning Vätebindning Intermolekylära bindningar van der Waalsbindning (Londonkra?er) Jon- dipolbindning
De intermolekylära bindningarna är olika starka Starkast bindning Jondipolbindning Vätebindning Dipoldipolbindning Svagast bindning van der Waalsbindning (Londonkra?er)
Van der Waalsbindning (Londonkrafter) Van der Waalsbindning är en bindning mellan svaga och Ellfälliga dipoler. Den liknar en vanlig dipoldipolbindning men är mycket svagare. Van der Waalsbindningen är den svagaste intermolekylära bindningen om vi jämför molekyler med samma storlek. Van der Waalsbindningens styrka ökar dock med molekylstorleken. RikEgt stora molekyler har därför mycket starka van der Waalsbindningar. 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 Klor (Cl 2 ) 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. Kovalent bindning 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 dipoldipolbindning. Bindningen mellan klormolekyler kan inte vara en dipol- dipolbindning e?ersom Cl 2 inte är en dipol. Bindningen kan inte heller vara en vätebindning e?ersom den s.k. HydroFON- regeln inte är uppfylld (finns inget H bundet Ell F, O eller N). Det enda som då återstår är van der Waalsbindning. Van der Waalsbindning Kovalent bindning
Hur uppkommer van der Waalsbindningen mellan klormolekylerna? 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 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 Klormolekyl 2 Svag och Ellfällig dipol Svag och Ellfällig dipol
Kokpunkter för kolväten Namn: Molekylformel: Intermolekylär bindning: Kokpunkt ( o C): metan CH 4 Van der Waalsbindning 164 etan C 2 H 6 Van der Waalsbindning 89 propan C 3 H 8 Van der Waalsbindning 42 butan C 4 H 10 Van der Waalsbindning 0.5 pentan C 5 H 12 Van der Waalsbindning 36 hexan C 6 H 14 Van der Waalsbindning 69 heptan C 7 H 16 Van der Waalsbindning 98 oktan C 8 H 18 Van der Waalsbindning 125 nonan C 9 H 20 Van der Waalsbindning 151 dekan C 10 H 22 Van der Waalsbindning 174 undekan C 11 H 24 Van der Waalsbindning 196 dodekan C 12 H 26 Van der Waalsbindning 216 eikosan C 20 H 42 Van der Waalsbindning 343 triakontan C 30 H 62 Van der Waalsbindning 450
Större molekyler (t.ex. långa kolväten) ger upphov till starkare van der Waalsbindningar Molekyl 1 Molekyl 2 1. Fler elektroner Större chans al det uppstår en ojämn elektronfördelning 2. Fler kontaktpunkter mellan de båda molekylerna 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 2 argon Van der Waalsbindning 186 C 3 krypton Van der Waalsbindning 152 C 4 När ädelgaserna är i flytande form så förekommer det bindningar mellan atomerna e?ersom ädelgaserna inte bildar molekyler. xenon Van der Waalsbindning 108 C 5 radon Van der Waalsbindning 62 C 6
Större atomer ger upphov till starkare van der Waalsbindningar Stora atomer har många skal vilket innebär många elektroner som siler långt från atomkärnan (siler löst) Atom 1 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 Alla ämnen har van der Waalsbindningar, men vissa ämnen har också dipoldipolbindning eller vätebindning. Vissa ämnen har enbart van der Waalsbindningar: Om ämnet inte är en dipol kan ämnet inte bilda dipoldipolbindning. Om ämnet inte uppfyller HydroFONregeln (väte bundet Ell F, O eller N) så kan ämnet inte bilda vätebindningar. Det enda som då återstår är van der Waalsbindningar. Exempel på ämnen med enbart van der Waalsbindningar: Kolväten (t.ex. CH 4 och C 2 H 6 ) och ämnen som enbart består av samma typ av atomer (t.ex. Cl 2, F 2 och I 2 ) 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