Kemiskolan - gratis kurs och test på nätet


Kemiskolans kurs i
allmän kemi

  1. Startsida
  2. Söksida
  3. Inledning
  4. Atomens historia
  5. Atommassa
  6. Elektron-konfiguration
  7. Radioaktivitet
  8. Kemiska ämnesformler
  9. Kemiska reaktionsformler
  10. Det periodiska systemet
  11. Substansmängd
  12. Lösningar
  13. Gaser
  14. Massa och molmassa
  15. Kemisk bindning
  16. Termokemi, Hess lag
  17. Entalpiberäkningar
  18. Entropi och fri energi
  19. Syror och baser
  20. Kemisk jämvikt
  21. Övningar med facit

Kemisk bindning

Vi har tidigare sagt att det finns två olika typer av kemiska föreningar, jonföreningar och molekylföreningar. De förstnämnda är uppbyggda av joner och hålls samman av en bindning som kallas jonbindning. I molekylföreningar finns det molekyler och den bindning som verkar mellan atomerna i molekylen är kovalent bindning. Mellan molekylerna verkar olika slags intermolekylära bindningar

Kemiska föreningar

  • Jonföreningar med jonbindning mellan joner

  • Molekylföreningar med kovalent bindning inuti molekylen och olika intermolekylära bindningar mellan molekylerna.

För att avgöra vilket slags bindning som finns mellan ett par atomer har man hjälp av atomernas elektronegativitet som är ett värde på atomens förmåga att dra till sig elektronerna i en bindning. Om skillnaden i elektronegativitet mellan atomerna i bindningen är stor kommer den ena av atomerna att dra till sig en eller flera elektroner från den andra så att det bildas jonbindning. Om skillnaden är noll eller mycket liten delar atomerna jämnt på bindningselektronerna. Bindningen kallas då opolär kovalent bindning. Vi kan sammanfatta som

Om vi har kovalent bindning bildas molekyler.

Polära molekyler kallas alla tvåatomiga molekyler och de flesta fleratomiga molekyler om de har polär kovalent bindning mellan atomerna i molekylen. Man säger att sådana molekyler är dipoler.

Undantag är symmetriskt byggda molekyler t ex O=C=O eftersom de positiva laddningarnas tyngdpunkt sammanfaller med de negativa laddningarnas tyngdpunkt.

Bindningarna mellan molekylerna kallas intermolekylära bindningar och de är

  1. Van der Waalsbindning då molekylerna är opolära

  2. Dipol-dipolbindning då molekylerna är polära

  3. Vätebindning då H binder till F, O eller N i molekylerna

Den dominerande (starkaste) bindningen bestämmer vilka egenskaper ämnet har.

Metallerna är mycket speciella därför att atomerna där hålls samman av en bindningstyp som vi kallar metallbindning. Valenselektronerna delas där mellan alla atomerna och kan röra sig fritt. Det är detta som ger metallerna deras speciella egenskaper bl a att de leder elektriskt ström bra.

Vi kan sammanfatta följande regler för bestämning av bindningstyp:

  • mellan metaller (t v i det periodiska systemet) är det metallbindning mellan atomerna.

  • om skillnaden i elektronegativitet mellan atomerna är > 2,0 så är det jonbindning mellan atomerna.

  • om skillnaden i elektronegativitet mellan atomerna är < 1,7 så är det kovalent bindning mellan atomerna. Den kovalenta bindningen är mycket stark och håller samman molekylerna. Om skillnaden i elektronegativitet mellan atomerna är 0 säger man att bindningen är opolär kovalent annars kallas den polär kovalent. Mellan molekylerna verkar svaga intermolekylära krafter.

  • Då skillnaden i elektronegativitet ligger i intervallet 1,7 - 2,0 får man undersöka om föreningen leder elektrisk ström i smälta eller lösning. Då är det en jonförening.

Ämnenas egenskaper beror på bindningstypen. Starka bindningar kräver mycket energi för att brytas. Därför är smältpunkterna och kokpunkterna för ämnen med sådana bindningar höga. Dessa ämnen är ofta fasta eller flytande vid rumstemperatur. Vi kan sammanfatta egenskaperna enligt följande:

  • Kovalent bindning. Mycket starka bindningar i små molekyler och i t ex diamant eller kvarts som är mycket hårda och har höga smält- och kokpunkter.

  • Jonbindning. Starka bindningar. Spröda ämnen med höga smält- och kokpunkter.

  • Metallbindning. Starka bindningar som ger mjuka eller hårda ämnen. Alla metaller utom Hg är fasta vid rumstemperatur. Alla metaller är smidbara och valsbara, leder värme och elektricitet samt har metallglans.

  • Vätebindning mellan molekyler då H binder till F, O eller N. Vanligen gasformiga eller flytande ämnen vid rumstemperatur.

  • Dipol-dipol-bindning mellan molekyler som är polära. Vanligen gasformiga eller flytande ämnen vid rumstemperatur.

  • Van der Waalsbindning mellan opolära molekyler eller atomer (ädelgaserna). Mycket svaga bindningar. Vanligen gasformiga eller flytande ämnen vid rumstemperatur.

Det kan vara av intresse att veta vilka bindningstyper man finner i grundämnena. Det är:

  • Metallbindning mellan metallatomer

  • Van der Waalsbindning mellan ädelgasatomer

  • Kovalent bindning mellan kolatomer i diamant (jättemolekyl)

  • Kovalent bindning (intramolekylär bindning) mellan atomerna i små grundämnesmolekyler t ex H2, O2, Cl2, S8

  • Van der Waalsbindning mellan grundämnesmolekylerna (intermolekylär bindning)

Ämnenas löslighet i varandra kan sammanfattas med regeln lika löser lika vilken betyder att:

  • i ämnen med polära molekyler så kallade lösningsmedel kan andra ämnen med polära molekyler eller jonföreningar lösas

  • i opolära lösningsmedel kan opolära ämnen lösas

  • i lösningsmedel med vätebindningar kan andra ämnen med vätebindningar lösas

Kemiskolan sponsras genom annonsering.

banner

Denna sida finns på KemiskolanChemistry for Free (www.chem4free.info)


Ansvarig för Kemiskolan är Christer Svensson.
Fler publikationer av samme författare finns på Chemistry for Free