Kjemiske bindinger Som holder stoffene sammen
Bindingstyper Atomer Bindingene tegnes med Lewis strukturer som symboliserer valenselektronene Ionebinding Kovalent binding Polar kovalent binding Elektronegativitet, Ionebinding når forskjellen i elektronegativitet >1,7 Metallbinding
Lewis struktur Når bindinger dannes deltar valenselektronene. For å holde orden på dem i kjemiske reaksjoner benyttes Lewis struktur. Symbolet er elementet og en prikk for hvert valenselektron
Atombindinger sterke bindinger Elektroner kan bli avgitt eller tatt opp. Det dannes ioner Ionebinding NaCl, KCl Elektroner kan bli brukt felles av to atomer Felles elektroner Kovalent binding 2, C 4 Positive metallioner holdes sammen av elektroner Elektroner flyter fritt Metallbinding Elektronsjø Cu, Fe
Eksempel på ionebinding Atom som lett gir fra seg elektron reagerer med atom som lett tar opp elektroner og danner positive ioner (kationer) og negative ioner (anioner) som bindes sammen pga. tiltrekning mellom motsatte ladninger
Ionisk forbindelse gitter Ioniske forbindelser holdes sammen av elektrostatisk tiltrekning som er tiltrekning mellom positiv og negativ ladning
Kovalent binding Binding mellom to atomer der de to atomene deler 2 elektroner. Kovalente bindinger dannes hvis energien til molekylet er lavere enn for de to atomene hver for seg Dannelse av ydrogengass eller Dannelse av Fluorgass : F 2 Elektronkonfigurasjon: F: 1s 2 2s 2 2p 5 Mangler 1 elektron for å oppnå edelgass elektronkonfigurasjon. F F F F eller F F
Dobbel og trippel kovalent binding Bruker 2 prikker eller linje for å markere en kovalent binding. Ikkebindende elektroner (lone pairs) markeres som prikker på de individuelle atomene. Ved dobbelt ogtrippelbindinger deler to atomer 2 eller 3 par elektroner Dobbeltbinding: O 2 (gruppe 6A) O O O O eller O=O Trippelbinding N 2 (gruppe 5A) N N N N eller N N O 2 : To lone pairs N 2 : Ett lone pair
Oktettregelen og Lewisstrukturer Oktettregelen Et fullt ytre skall (2 6 = 8 elektroner) gir stor stabilitet. Mange forbindelser er stabile fordi atomene får full oktett ved å dele elektronpar. Det delte elektronparet kalles et bindende elektronpar. Det kan være ett, to eller tre slike bindinger mellom to atomer. Bindingene kalles enkel, dobbel eller trippelbinding
Polar kovalent binding Elektroner delt av identiske atomer (2, 2F) trekkes like mye mot begge kjernene Elektroner delt av ulike atomer vil trekkes mer mot den ene kjernen enn den andre. Eks. F (hydrogenfluorid) δ F Kalles for en Polar kovalent δ binding
Elektronegativitet Evnen et atom i et molekyl har til å trekke til seg delte elektroner. Fluor er gitt en elektronegativitet på 4.0 1A 8A 2.1 2A 3A 4A 5A 6A 7A 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.9 1.9 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8
Elektronegativitet alle atomer
Elektronegativitet hovedgruppene 2,1 Li 1,0 Be 1,5 B 2,0 C 2,5 N 3,0 O 3,5 F 4,0 Na 0,9 Mg 1,2 Al 1,5 Si 1,8 P 2,1 S 2,5 Cl 3,0 K 0,8 Ca 1,0 Ga 1,6 Ge 1,8 As 2,0 Se 2,4 Br 2,8 Rb 0,8 Sr 1,0 In 1,7 Sn 1,8 Sb 1,9 Te 2,1 I 2,5 Cs 0,7 Ba 0,9 Tl 1,8 Pb 1,9 Bi 1,9 Po 2,0 At 2,2
Differanse i elektronegativitet Differansen i elektronegativitet mellom to atomer som kan danne binding gir indikasjon om type binding > 1,7 Ionebinding MgO, diff = 2,2 ionisk 1,7 Polar kovalent binding Cl, diff = 0,8 polar Bindingen mellom og O i vannmolekylet: diff = 3,5 2,1 = 1,4 dvs polar kovalent < 1,7 Kovalent binding Diamant, diff = 0 kovalent
Oppsummering bindinger Kovalent binding Polar kovalent δ δ F F F Ionisk LiF
Metallbinding Metaller har høy ledningsevne for varme og strøm (elektroner), er lette å forme, er smidige og har høye smeltepunkt. øy ledningsevne forklares ut fra elektronsjø modellen med metallionene som kationer i en sjø av valenselektroner. De mobile elektronene leder strøm og varme, og kationene kan lett bevege seg rundt slik at metallet er lett å forme. 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2
Dipoler Dipoldipol krefter Elektrostatiske krefter mellom polare molekyler med permanente dipolmoment.
ydrogenbinding Dipoldipol binding mellom molekyler der ydrogen er bundet til et sterkt elektronegativt atom som f.eks. Oksygen, Nitrogen eller Fluor Vann O O 2δδ δ O O O O O O
Van der Waalske bindinger Elektrostatiske krefter mellom upolare molekyler med midlertidige dipolmoment. Molecule A Molecule B δ δ δ Molecule A Molecule B δ δ Molecule A Molecule B δ Ingen polarisasjon Molekyl A danner en midlertidig dipol Midlertidig dipol i A induserer midlertidg dipol i B Elektrostatisk tiltrekning mellom 2 midlertidige dipoler