Kjemi 1 kap 2 - bindinger

Halvmetaller

Metalliske og ikke metalliske egenskaper

Coulombs lov

Kreftene mellom ladde partikler øker med ladningenes størrelse og med kortere avstand mellom partiklene

Atomradius

Halvparten av avstanden mellom 2 atomkjerner, r = a/2. Øker nedover i grupper fordi vi får flere skall, minker bortover i perioden fordi vi får flere protoner som trekker på elektronene. Hos kationer er radien mindre enn atomet fordi det mister et skall, mens hos anioner er radien større fordi vi får flere elektroner som frastøter hverandre

Elektronegativitet

Et grunnstoffs evne til å trekke til seg elektroner for å fylle opp ytterskallet, flere valenselektroner = høyere elektronegativitet. Øker oppover i en gruppe for den får mindre skall som gir større tiltrekningskrefter.

Øker bortover i en gruppe for den får flere protoner som øker tiltrekningskreftene.

Ioniseringsenergi

Energien et nøytralt atom trenger for å slå ut elektroner og bli et kation.

Øker bortover og oppover fordi større tiltrekningskrefter gjør at det blir vanskelig å slå ut elektroner.

Betegnelse kJ/mol

Ionebinding

Ionebinding skjer mellom atomer, et ikke-metall og et metall, som har en elektronegativitetsverdi forskjell på større enn 1,7. Oktettregelen oppfylles på begge ionene, og de motsatt ladde ionene tiltrekkes av hverandre og blir et salt. De blir stabile og har et lavere energinivå enn før bindingen.

Elektronparbinding/kovalent binding

binding mellom atomer, to (vanligvis) like ikke-metaller, forskjell i EN på under 0,5, som gjør at de ‘deler’ på felles elektronpar, samtidig som de ofte har ledige elektronpar. Siden de har samme/nesten lik EN vil de trekke likt på elektronene i bindingen, og får lavere energinivå etter binding fordi de er stabile. Atomer kan dele 1, 2 eller 3 elektronpar, og få enten enkel, dobbel, eller trippelbinding.

Nettverksforbindelser

atomer bundet sammen i et nettverk av sterke elektronparbindinger, f.eks. diamant og grafitt laget av karbon atomer.

Sterke bindinger

de er mellom atomer i et salt eller molekyl, intramolekylære, dette er ionebindinger, metallbindinger, elektronparbindinger og polare elektronparbindinger. Disse har høye koke og smeltepunkt og trenger mye energi/varme for å brytes.

Polar elektronparbinding/kovalent binding

bindinger mellom atomer, vanligvis to ulike ikke metaller med forskjell i EN på mellom 0,5 og 1,7. De er ikke elektronegative nok til å bli ioner så de deler på elektronparene, men her trekkes elektronparet mot det mest elektronegative atomet, og man får en negativ pol der, og en positiv pol på den andre siden. De bindes sammen av elektronparet, men også de ladde polene, enerignivået blir lavere etter binding.

Dipol

sentrene for negativ og positiv ladning faller ikke sammen, selv om en binding er polar behøver den ikke være en dipol

molekylgeometri

formen på et molekyl, vise hvor polene er, hvordan atomene sitter sammen og vinklene. Ledige elektronpar vil frastøte bindingsparene og andre ledige elektronpar og danne mindre vinkler.

metallbinding

sterk binding med bindinger mellom positivt ladde metallioner og negativt ladde elektronskyer, de har høyt koke og smeltepunkt (unntak alkalimetaller). I metaller ligger metallionene pakket sammen, mens elektronene til de ytterste ionene overlapper og danner en elektronsky der elektronene kan bevege seg fritt, derfor leder de også strøm og varme godt. Høy ladning og liten radius på ionene→ sterkere binding som trenger mer krefter for å brytes, derfor har alkalimetaller lavt smeltepunkt

svake bindinger

bindinger mellom molekyler, intermolekylære bindinger. de bindes sammen pga ladningene på molekylene, men de er svakere pga lengre avstander og lavere ladning. van der Waalske krefter, dipol-dipolkrefter, ion-dipolkrefter og hydrogenbindinger.

polarisering

elektronskyene til et atom kan bli forskyvet og treffe elektronskyen til et annet atom, de frastøter hverandre og man får en liten postiv og liten negativ ladning på hver sin pol

ikke-permanent dipol

polarisering av atomet danner en liten postiv og negativ del som kan danne flere dipoler hos andre atomer

van der Waalske krefter

svake tiltrekkende krefter oppstår mellom molekylene når de polariseres til ikke-permanente dipoler. De er sterkere jo større molekylet er fordi de får flere kontaktpunkter, og fordi de får større avstand til kjernen. Finnes mellom alle type partikler.

Dipol-dipolkrefter

Moleklyer med dipole polare elektronparbindinger vil ha en liten positiv og negativ ladning, som tiltrekker hverandre. Styrken er avhengig av størrelsen på molekylene og avstanden.

Ion-dipol krefter

et salt løses opp i vann, saltet spaltes og vannmoleklyet fester sin negative del til kationet, og sin positive del til anionet.

hydratiserte ioner

spaltet ioner som er bundet til vannmolekyler

krystallvann

salter der vann inngår i saltet, sterke nok ion-dipol krefter

Hydrogenbindinger

bindinger mellom hydrogen + O, F eller N, til et annet hydrogen + O, F eller N. Små elektronegative atomer trekker på elektronenen og danner små poler.

bindinger i vann og is

høyere temperatur → mindre hydrogenbindinger

hydrogenmolekylet kan bindes til opptil 4 andre

is har flest bindinger i en bikube-form med masse tomrom som skaper lav massetetthet 0,8 g/mL (vann har 1 g/mL)

bindinger brytes når det blir høyere temperatur

volumminkende prosess

oppvarming fra 0 celsius, rett over 0

1. hydrogenbindinger brytes

2. vannmolekylene kommer nærmere hverandre

3. massetetthet øker

volumøkende prosess

oppvarming ved 0 celsius, høyere temp

1. høyere temp gir molekylene høyere fart

2. lengre avstander

3. vannnvolum øker

4. massetetthet minker

høstsirkulasjon

1. vannet synker under avkjøling, og frakter oksygen til bunnen

2. gammelt bunnvann presses opp og får nytt oksygen

vannet toppen blir til is under 4 c og legger seg på toppen pga lavere massetetthet enn vann, fryser fra toppen

vårsirkulasjon

1. massetetthet øker på toppen og vann synker ned

binær forbindelse

inneholder to grunnstoff