Transcript SALTE med bindingstyper og lidt om

Bindingstyper.
I løbet af 9. klasse skal vi arbejde med fire forskellige bindingstyper:
•
•
•
•
Ionbindinger. (se dias 2-9)
Kovalente bindinger (også kaldet molekylebindinger). (se dias 6-10)
Metalbindinger. (kommer senere)
Hydrogenbinding. (se dias 11)
1
Ionbindinger.
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Ionbindinger findes ved salte.
Her bindes en positiv ion (næsten altid en metal-ion) sammen med en negativ ion (en ikke-metalion) i et krystal. De kommer herved begge til at opfylde oktet-reglen.
Ionerne bindes sammen i miliardvis i krystallerne – i et NaCl-krystal har vi måske
123456789000000000000000 Na+ ioner der er bundet sammen med
123456789000000000000000 Cl- ioner. Se side 3 hvor der vises gitter/krystal
Formel ”NaCl” viser således at der for hver Na+ ion er der et Cl- ion.
Krystallet kan opløses i vand, hvorefter ionerne bindes til vandmolekylerne. Se illustration side 4.
Hvis der kan opløses mere end 2 gram pr 100 ml vand saltet for ”letopløselig”
NaCl er således letopløselig (ca. 35 g pr. 100 ml), mens CaCO3 er tungtopløselig (ca. 0,0015 g pr.
100 ml vand).
Denne ”ionsuppe” er strømledende. Omvendt kan vi vide at en strømførende væske indeholder
ioner.
Krystallet kan ligeledes ”bryde sammen” når saltet opvarmes. Ved opvarmingen kommer ionerne
til at vibrere (=opvarming) så meget, at ionbindingerne bryder sammen. Smeltede krystaller er
ligeledes strømledende. NaCl smelter således ved 802oC.
Ved en ionbinding har det ene grundstof (f.eks. Na, der herefter bliver til Na+ ) afleveret en
elektron til det andet (f.eks. til Cl, der herefter bliver til Cl- ).
De positive og negative ioner holdes sammen ved gensidig tiltrækning = ionbindingen. Ved en ionbinding opfyldes oktetreglen.
2
Til venstre: Model at NaCl-krystal.
Til højre: Foto af CuSO4-krystal.
3
Saltkrystallet opløses ved at de polære vandmolekyler ”rykker” ionerne ud af
krystalgitteret. Vandmolekylet er negativt ved oxygenatomet (da vandmolekylet er
polært, med oxygenatomet som det mest elektronnegative atom) og Na+ rykkes
derfor ud af gitteret af vandmolekylets oxygenatom.
4
Endnu en illustration af hvordan vandmolekylerne rykker ionerne ud af
saltkrystallerne
5
6
7
Hydrogen
Hydrogen
Hydrogen
Hydrogen
oxygen
oxygen
Fælles elektronpar
Vand er et polært molekyle.
Det skyldes at oxygenatomet trækker meget i de to
elektroner, der er fælles for de to atomer (på tegningen
har jeg kun tegnet et elektron-par for molekylets højre
side, det det samme gælder selvfølgeligt for den højre).
Molekylet bliver derved polært (man kan sige at det får
poler), således at oxygenatomet bliver negativt og
hydrogenatomerne bliver positive.
8
Ja, men hvorfor?
9
http://www.ptable.com/
10
11
12
13
Om forskellen mellem ionbindinger og
kovalentebindinger:
•
•
•
•
•
Ved en ionbinding siger vi at det ene grundstof ”stjæler” en
elektron fra det andet grundstof. Se øverste tegning.
Ved en polær kovalent binding ”stjæles”
elektronerne i elektronparret delvis
(elektronerne i elektronparret trækkes mest
over til det ene grundstof). Se midterste tegning.
Ved en ikke-polær kovalent binding deles atomerne ”pænt”
om elektronerne (elektronerne i elektronparret er ligeligt
fordelt). Se nederste tegning.
Denne evne til at trække/stjæle elektroner kaldes for:
Elektronnegativitet. Jo mere elektronnegativt et
stof er, jo mere vil det ”stjæle/trække i” elektronerne.
Det interessante bliver herefter, hvor stor forskellen i
deres ”træk”(elektronnegativitet) er. Lav et
minusstykke ved beregningen). Se videre på side 8.
Vi har således en ionbinding/salt hvis forskellen i
elektronnegativitet er tilstrækkelig stor (det ene grundstof
har trukket så kraftigt at elektronen er ”strålet”).
14
15
Elektronnegativitet,
se skemaet på forrige side
•
•
•
•
•
Kaliumiodid har en forskel i elektronnegativiteten på 2,5 – 0,8 = 1,7.
I kan se i næstnederste kasse (forrige dias) at bindingstypen er ”ionbinding”,
dvs. at KI er et salt.
Vand har en forskel i elektronnegativiteten på 3,5 – 2,1 = 1,4.
I kan se i midterste kasse at bindingstypen er ”polær kovalent”, dvs. at H2O
er et polært molekyle.
Undersøg følgende link (her kan I prøve at kombinere forskellige stoffer):
http://www.emu.dk/gsk/fag/fys/ckf/fase1/1fokv/kemisk_binding/bonding1.swf
Hvis I har lavet en ionbinding vises det som ioner i opløsning, kovalante
bindinger resulterer i et molekyle bygget at et molekylebyggesæt med
elektronskyer omkring.
16
Gode link.
•
•
•
•
•
De forskelle grundstoffers elektronnegativitet kan undersøges i dette Periodisk system (flash)
http://www.touchspin.com/chem/DisplayTable.html
En animation af bindinger: (se under ionic bond):
http://www.emu.dk/gsk/fag/fys/ckf/fase1/1fokv/kemisk_binding/bindingstyper.swf
http://www.emu.dk/elever7-10/fag/fys/temaer/kemisk_binding/bindinger/ionbinding/index.html
17
Kovalente bindinger
• Kovalente bindinger findes ved molekyler (molekyler opbygges af
ikke-metaller).
• Det er således kovalente bindinger vi kan vise/undersøge med
molekylebyggesættene (vores røde/hvide/sorte/blå kugler med
tilhørende pinde).
• Det er kovalente bindinger, der holder atomerne sammen til et
molekyle. Molekylet er en ”enhed”, der holdes sammen, f.eks. H2O,
hvor to hydrogenatomer bindes til oxygenatomet – og disse tre
atomer bliver derved til en ”enhed” – som vi kalder et molekyle.
• Ved en kovalent binding deles atomerne om et elektronpar.
• Et delt elektronpar resulterer i en enkeltbinding (findes ved H2O)
• To delte elektronpar resulterer i en dobbeltbinding (findes ved CO2),
tre delte elektronpar resulterer i en tripelbinding (findes ved N2).
• Ved en kovalent-binding opfyldes oktetreglen.
• Kovalente bindinger kan enten være polære eller ikke-polære.
18
Hydrogenbinding:
Vandmolekylerne hænger sammen da
vandmolekylerne er polære
19
6. Hovedgruppe
(vi kigger nu på oxygen)
Oktet-reglen:
Oxygenatomet ”ønsker” 8 elektroner.
20
Elektroner (negative)
Neutroner
Protoner (positive, afgør hvilket grundstof vi taler om)
21
22