Kjemien stemmer KJEMI 1

Transkript

1 Figur s. 43 Et metall kan vi tenke på som positive ioner i en «sjø» av ytterelektroner Metallion Ytterelektron «Elektronsjø» Modeller av metallkrystall Vi kan lage en modell av en metallkrystall ved å la like store kuler være positive ioner og se bort fra elektronskyen. Kulene som forestiller metallioner, pakkes da slik at hver kule ligger i en fordypning mellom nabokuler og får tolv nære naboer. Tettere går det ikke an å pakke kulene. Den tetteste kulepakningen har vi i metaller som aluminium, magnesium, sølv og gull. Kulene kan også pakkes på andre måter. De kan for eksempel ligge slik at hvert metallion ligger på samme rekke som nabokulene. vert metallion har da seks nære naboer. I alkalimetaller, krom og wolfram er metallionene pakket på denne måten Figuren til venstre viser tetteste kulepakning, og til høyre ser du i detalj hvordan hver kule (vist med rosa kule) får 12 nære naboer. I natrium ligger metallionene rett over hverandre. ver kule får da bare 6 nabokuler og ikke 12 som i tetteste kulepakning.

2 Figur s. 44 Metallkrystall før og etter kraftpåvirkning.

3 Figur s. 45 Jernatom Karbonatom Stål er en legering av jern og karbon.

4 Figur s. 46 Kraft Brudd Utsnitt av en ionekrystall før og etter påvirkning av en kraft. Frastøtingen mellom like ladninger fører til brudd i krystallen.

5 Figur s. 47 Ioneforbindelser har høye smeltepunkter Ioneforbindelser Smeltepunkt ( C) Na 318 MgCl KBr 734 NaCl 801 LiF 846 CaC 3 Fe Al Ca 2614 Mg 2825 spaltes til Ca og C Skjematisk fremstilling av et salt som løses i vann. Vannmolekylene omgir ionene på alle kanter. Et salt kan klassifiseres som lett løselig, tungt løselig eller uløselig vis det i 100 ml vann løses mer enn 1 g salt løses mindre enn 1 g salt, men mer enn 0,01 g løses mindre enn 0,01 g salt oppgis saltet som lett løselig tungt løselig uløselig

6 Figur s. 48 Løseligheten til noen salter i vann Ioner N 3 nitrat Cl klorid C 3 2 karbonat Na + natrium L L L L K + kalium L L L L N 4 + ammonium L L L L Ag + sølv L U U T Pb 2+ bly(ii) L T U U Cu 2+ kobber(ii) L L U L Fe 2+ jern(ii) L L U L Fe 3+ jern(iii) L L T Zn 2+ sink L L U L Ca 2+ kalsium L L U T Ba 2+ barium L L U U S 4 2 sulfat L = lett løselig T = tungt løselig U = uløselig

7 Figur s. 49 N N N N Elektronprikkmodeller av 2 - molekylet med dobbeltbinding og av N 2 -molekylet med trippelbinding. For begge molekylene er oktettregelen oppfylt for hvert atom. F F F F F F F F N N Strukturformler for F 2, 2 og N 2. C C Elektronprikkmodell og strukturformel for vann og karbondioksid.

8 Figur s. 50 Kulepinnemodeller har sine begrensninger I de vanlige byggesettene for kulepinnemodeller har svovelkulen to hull, og denne kulen kan vi bruke til å lage en molekylmodell av 2 S. Men prøver vi å lage modeller av S 2 og S 3, får vi problemer. Elektronprikkmodellen av S 2 -molekylet viser at det i alt er fire bindingselektronpar (åtte elektroner) rundt S. Dette skulle tilsi fire hull i S-kulen. En kulepinnemodell av S 3 ville tilsvarende ha krevd 6 hull. S S Forenklede modeller av S 2 -molekylet og S 3 -molekylet. Kulepinnemodellene er heller ikke laget for å bygge ioner. For eksempel krever ammoniumionet, N 4+, som har fire bindinger og er tetraedrisk, en N-kule med fire hull. Men N-kuler i byggesettet har gjerne bare tre hull. Molekylbyggesettene passer best for organiske molekyler som hovedsakelig består av C,, og N. For disse atomene svarer antallet kovalente bindinger i de organiske molekylene til antallet hull i kulene N N 4+ -ionet er tetraedrisk. δ+ δ Cl Cl Ladningsfordelingen i et Cl-molekyl.

9 Figur s , Li 1,0 Na 0,9 K 0,8 Rb 0,8 Cs 0,7 Be 1,5 Mg 1,0 Ca 1,0 Sr 1,0 Ba 0, Sc 1,3 Y 1,2 La 1,0 Ti 1,5 Zr 1,4 f 1,3 V 1,6 Nb 1,6 Ta 1,5 Cr 1,6 Mo 1,8 W 1,7 Mn 1,5 Tc Re Fe 1,8 Ru 2,2 s 2,2 Co Rh 2,2 Ir 2,2 Ni Pd 2,2 Pt 2,2 Cu Ag Au 2,4 Zn 1,6 Cd 1,7 g B 2,0 Al 1,5 Ga 1,6 In 1,7 Tl 1,8 C 2,5 Si 1,8 Ge 1,8 Sn 1,8 Pb N 3,0 P 2,1 As 2,0 Sb Bi 3,5 S 2,5 Se 2,4 Te 2,1 Po 2,0 F 4,0 Cl 3,0 Br 2,8 I 2,5 At 2,2 Elektronegativitetsverdier. 2 Cl F NaCl CsF 0 0,5 1 1,5 2 2,5 3 3,3 Upolar kovalent binding Polar kovalent binding Ionebinding Forskjell i elektronegativitetsverdier og bindingstype med noen eksempler på stoffer.

10 Figur s. 52 δ+ δ Cl + Polart molekyl Dipol δ+ δ δ δ+ + Polart molekyl Dipol δ δ+ δ+ δ C Upolart molekyl Ladningsfordelingen viser at Cl- og 2 -molekylene er dipoler, mens C 2 ikke er en dipol. + + tiltrekking Krefter mellom molekyler med dipoler. +

11 Figur s. 53 Br Br Upolart molekyl δ Br δ+ Br + Midlertidig dipol 200 I Br 2 Temperatur i C F 2 Cl 2 Ar Kr Xe 200 e Ne Periode Kokepunktene for grunnstoffene i gruppene 17 og 18 viser at jo flere elektroner et molekyl inneholder, desto høyere er kokepunktet. Kokepunktene blir høyere fordi bindingene blir sterkere mellom molekylene. Edelgassene består av enkeltatomer.

12 Figur s. 54 De stiplede linjene illustrerer hydrogenbindinger mellom et -atom i ett vannmolekyl og det ledige elektronparet på et -atom i et annet vannmolekyl. Bindingstype Beskrivelse av binding Relativ bindingsstyrke Ionebinding mellom ioner Kovalent binding i molekyler ydrogenbinding mellom molekyler Dipolbinding mellom molekyler 0,1 10 ydrogenbinding ydrogenbindinger mellom vannmolekyler i is. C 3 C 2 Etanolmolekylet (rødt) har en -gruppe med to ledige elektronpar på -atomet. Disse to elektronparene kan danne hydrogenbindinger til -atomer i to vannmolekyler. gså -atomet i -gruppen kan danne hydrogenbinding til et vannmolekyl.

13 Figur s Temperatur i C 0 F N 3 2 S Cl 2 Se As 3 Br 2 Te Sb 3 l Sn P 3 Ge 4 Si 4 C Periode Kurvene viser kokepunktet for hydrogenforbindelser av grunnstoffene i gruppene Stoffene 2, F og N 3 har langt høyere kokepunkt enn vi kunne forvente, på grunn av hydrogenbindinger mellom molekylene.

14 Figur s. 56 Alle C-atomer i diamant danner kovalente bindinger med fire naboatomer. C-atomene i grafitt ligger i parallelle lag. vert C-atom i ett lag danner kovalente bindinger med tre andre C-atomer i samme lag.

15 Figur s. 57 Si Modell som viser plasseringen av atomene i nettverkstoffet kvarts (Si 2 ). Kvarts er et av de vanligste mineralene i jordskorpen.

16 Figur s. 58 Metallbinding Metaller Ikke-metaller Kovalent binding Salter Ionebinding Bindinger kan også være en mellomting mellom to av de tre hovedtypene sterke bindinger.

17 Figur s. 59 versikt over sammenhengen mellom stoffstruktur, bindinger og egenskaper Stofftype Stoffer bygd opp av molekyler Nettverksstoffer Metaller Ioneforbindelser Stoff som har denne strukturen Noen ikke-metaller og forbindelser av ikke-metaller Noen grunnstoffer i gruppe 14 og deres forbindelser Metaller Forbindelser av metaller og ikke-metaller Eksempler 2, Cl 2, 2, Cl, C 2, C 8 18, C 2 5 Diamant (C), grafitt (C), kvarts (Si 2 ) Na, Ca, Cu, Fe NaCl, Ca, Na, CaS Partikkelenheten som karakteriserer stoffet Små molekyler (sammenlignet med makromolekyler) Atomer Positive ioner omgitt av felles elektroner Ioner Binding mellom partiklene Sterke kovalente bindinger mellom atomene i molekylene. Svake bindinger mellom molekylene Sterke kovalente bindinger mellom atomene Sterk metallbinding mellom metallioner og felles elektroner Sterke ionebindinger mellom positive og negative ioner Smeltepunkt og kokepunkt Lave Svært høye Generelt høye øye ardhet Lite harde Svært harde arde arde, men sprø Elektrisk ledningsevne Leder ikke strøm Leder vanligvis ikke strøm (grafitt leder) Leder strøm som fast stoff og som væske Leder strøm når smeltet eller løst i vann Løselighet i polare stoffer (vann) Vanligvis lite løselig. De som kan danne hydrogenbindinger, er mer løselige Uløselige Uløselige (men noen reagerer) fte løselige Løselighet i upolare stoffer (f.eks. oktan) Vanligvis løselige Uløselige Uløselige Uløselige