kemiska bindningar

• Vad är en atommodell?


  Atomodell är en uppfattning eller en sorts bild av hur atomerna är uppbyggda. Vanligen tänker man på den atommodell som den danske fysikern Niels Bohr kom fram till redan 1913. Han tänkte sig att i centrum av atomen finns en kärna, som har positiv elektrisk laddning. Kring kärnan kretsar negativt laddade elektroner. En atommodell måste stämma överens med forskarnas experiment med atomerna. Annars måste modellen omprövas eller omarbetas. Under de omkring hundra år som har gått sedan Bohr lade fram sin atommodell har man lärt sig mycket mer om atomen och kunnat ge en allt bättre beskrivning av den. Men Bohrs atommodell ger fortfarande en bra grund för att förstå atomens uppbyggnad.

  Enligt en modern atommodell är en atom uppbyggd av tre olika byggstenar som kallas elementarpartiklar. I mitten finns atomkärnan som består av protoner och neutroner. Protonerna är positivt laddade och neutronerna oladdade, eller neutrala. Runt kärnan kretsar elektroner som är negativt laddade. Elektronerna kretsar i sk elektronskal. Med hjälp av den kan vi förklara kemiska fenomen, till exempel varför vissa ämnen reagerar med varandra och varför andra inte gör det. Den kan också förklara fysikaliska fenomen som densitet, massa, elektricitet och radioaktivitet.
• Vem upptäckte periodiska systemet?


  Dmitrij Mendelejev (1834-1907) var en rysk kemist, preofessor i Sankt Petersburg. Mendelejev är främst berömd för att ha uppställt grundämnenas periodiska systemet 1869. Han förutsåg även existensen av flera då ännu inte upptäckta grundämnen. Upptäckten att grundämnenas egenskaper varierar periodiskt med atomvikten gjorde Mendelejev i samband med utarbetandet av läroboken Kemins grundvalar. Han tänkte att det kanske skulle vara lättare att lära ut grundämnena om man delade in dem i grupper. Han skrev upp alla kända grundämnen på små kort. Sedan började han placera ut korten i ordning efter hur tunga atomerna var. Plötsligt gjorde han en upptäckt, om man lade korten i ett slags rutmönster, hamnade ämnen med liknande egenskaper rakt under varandra. (Under 1800-talet ordnade vetenskapssmän grundämnena efter hur tunga atomerna var. Mendelejev kom på ett bättre system med grupper och perioder som avslöjade mycket mer om grundämnenas egenskaper.)
• Förklara det periodiska systemet.


  Periodiska systemet, den tabell över grundämnen (element) som uppställdes sedan deras kemiska och fysikaliska egenskaper på 1860-talet befunnits variera periodiskt med atomvikten.

  Periodiska systemet består av bla grupper och perioder.

  Grupper är de lodräta kolumnerna och en grupp har samma antal valenselektroner. Detta gäller för alla förutom He som har endast 2 valenselektroner. Ju längre till höger man rör sig i periodiska systemet desto mindre av metallkaraktär har ämnena, metallkaraktären avtar alltså. Vanliga egenskaper hos metaller är att de är smidbara, glänser och leder värme och ström relativt bra. Icke-metaller, kol, kväve, syre, svavel har inga sådana metallegenskaper. Halvmetaller har kanske några stycken av dem egenskaperna. Alltså, ju högre nummer gruppen har, desto mera av icke-metallegenskaper har grundämnet i fråga. Dessutom minskar storleken av atomerna ju längre åt höger man rör sig i det periodiska systemet. Det beror på att de har högre kärnladdning (atomkärnans elektriska laddning). Om man tex jämför mellan Li och Ne, som både har två elektronskal med skillnad i antal protoner. Li har endast 3 protoner och därför drar inte dem så väldigt mycket i de tre elektronerna som sitter runt kärnan. Ne, som har 10 protoner drar i elektronerna i mycket större grad, har en kraftigare kärnladdning och blir därför mindre. Grupp 1: alkalimetaller- när de reagerar med vatten bildas det en alkalisk, basisk lösning.

  Perioderna är de vågräta raderna. Perioderna har samma antal elektronskal. Hur förändras reaktiviteten om vi rör oss neråt i en grupp(till vänster)? Jo, den ökar ju längre ner vi går i gruppen. Det beror på att de har fler elektronskal. Valenselektronerna känner mindre av kärnladdningen i atomkärnan och far då lätt iväg. Om man ser längre åt höger i det periodiska systemet så är det istället så att reaktiviteten ökar ju längre upp i gruppen man går. Det beror på att de längre upp vill uppnå ädelgasstruktur och vill gärna då ta upp elektroner. Det yttersta skalet sitter då ganska nära atomkärnan och då känner elektronerna av kärnan bättre. Därför kan elektroner tas upp lättare.
• Vad kännetecknar alkalimetaller?


  Alkalimetaller finns i grupp ett i det periodiska systemet. De kallas alkalimetaller eftersom de i kombination med vatten ger upphov till en alkalisk (basisk) lösning. Alla medlemmar i grupp 1 har en valenselektron. Detta gör dem väldigt reaktiva, då de kan nå ädelgasstruktur genom att lämna bort en elektron till ämnen i sin omgivning(bildar gärna positiva joner), och därmed starta en mängd av reaktioner. På grund av att de har väldigt lätt att lämna ifrån sig elektroner, säger man att de är mycket svagt elektronegativa, eller rent av att de är elektropositiva. Ju längre ned man går i gruppen, desto mer elektropositiva blir atomerna. Orsaken till detta är att atomerna långt nere i gruppen har en större radie, vilket gör att den yttersta elektronen ligger långt ifrån atomkärnan, och därmed har enklare att släppa taget om elektronen. Kalium reagerar därmed kraftigare (snabbare, mer explosivt, med fler ämnen) än litium, som ligger högre upp i gruppen. Alla atomer förutom väte i gruppen är metalliska, vilket betyder att de är relativt mjuka, har metallisk glans, samt leder ström och värme. På grund av att alkalimetallerna bara har en valenselektron är metallbindningen relativt svag, vilket gör dem mjuka jämfört med andra metaller. De är mycket reaktiva
• Berätta om Thomson, Rutherford och atomens uppbyggnad.


  För drygt 100 år sedan började forskarna förstå att atomen bestod av ännu mindre delar. År 1987 upptäckte den engelske fysikern J.J Thomson elektronerna. Men fortfarande visste ingen hur elektronerna hängde ihop med resten av atomen. En del forskare tänkte sig elektronerna som "russin" i en positivt laddad "kaka". Den engelske kemisten Enrest Rutherford var under fyra decennier förgrundsgestalt inom den experimentella kartläggningen av radioaktiviteten och av atomernas och atomkärnornas struktur. År 1909 testade han att skicka en stråle av positiva partiklar mot en mycket tunn guldfolie. De flesta partiklarna åkte rätt igenom folien, men några studsade tillbaka. Han gissade då att det måste finnas en positiv kärna i mitten av guldatomerna. När någon av partiklarna i strålen kom rakt på en guldatomkärna studsade den tillbaka. De andra hamnade mellan kärnan och elektronerna och kunde åka rätt igenom. Rutherford förstod att elektronerna alltså måste vara mycket små och röra sig runt kärnan. Niels Bohr förbättrades Rutherfors modell litet granna då han bland annat kunde förklara varför elektronerna inte åker in i atomkärnan. Thompson, Bohr och Rutherford fick alla Nobelpriset. Rutherfordium och Bohrium är grundämnen uppkallade efter de två sistnämnda.

  Rutherford visade att alfastrålarna består av dubbelt laddat helium, s.k. alfapartiklar. Dessa partiklar, som utsänds med mycket hög hastighet, utnyttjades 1911 av Rutherford och hans medarbetare Hans Geiger och Ernest Marsden för ett experiment av avgörande betydelse. En smal stråle av alfapartiklar fick träffa en tunn metallfolie (av guld), och man registrerade spridningen hos de partiklar som träffat folien. Man fann då till stor förvåning att ett litet men signifikant antal partiklar fick en mycket stor spridningsvinkel - några kunde till och med observeras i bakåtriktningen. Med tanke på alfapartiklarnas höga energi var detta helt oväntat. Med den thomsonska atommodellen skulle sannolikheten för så stora spridningsvinklar vara försvinnande liten, och man tvingades därför att förkasta den. I stället tydde experimenten på att den positivt laddade delen av atomen, som representerade den huvudsakliga massan, var koncentrerad till en mycket liten volym i atomens centrum. Därmed hade man upptäckt atomkärnan. Man kunde även få en övre gräns för atomkärnans storlek, och det visade sig att dess diameter var mindre än en tiotusendel av atomens diameter. Man hade nu kommit fram till en atommodell som i huvudsak gäller än i dag, nämligen med en atom bestående av en liten, massiv, positivt laddad kärna och ett antal negativt laddade elektroner kretsande utanför denna ungefär som planeterna i vårt solsystem. Hur en atom av detta slag kunde existera och vara stabil var helt oförklarligt utifrån den klassiska fysikens principer, och det visade sig att det skulle krävas en helt ny fysik, kvantfysiken, för att förstå denna modell.
• Vad kännetecknar halogener?


  Halogenerna finns i grupp 17. Alla grundämnen i den gruppen (flour, klor, brom, jod och astat) har sju valenselektroner. Elektronegativiteten avtar nedåt i gruppen. Detta medför att framför allt de lättare halogenerna har en stark tendens att ta upp en elektron och bilda envärt negativa joner, varigenom ett fyllt yttre elektronskal erhålls. De är giftiga i grundämnesform.
• Vad är elektronskal och valenselektron?


  Elektronskal, energiintervall i en atom inom vilket elektroner kan röra sig utan energiförlust genom strålning. Elektronerna i en atom har en tendens att inordna sig i "skal". Varje elektronskal rymmer maximalt ett bestämt antal elektroner. Skalen betecknas traditionellt K, L, M, .... Inom varje skal (grupp av banor) fördelar sig elektronerna på grupper av banor med olika excentricitet (elektronorbitaler). Det innersta skalet kallas K-skalet och i det får det endast plats 2 elektroner. I L-skalet, det andra är det maximala antalet 8 elektroner. I det tredje, M får det plats 18. Det får alltid endast plats 8 elektroner i det yttersta skalet, förutom på tex väte eftersom det i K-skalet endast får plats 2 vilket inte gäller för de andra skalen.

  -Ju längre bort från kärnan en elektron ligger, desto lättare är det för dem att släppas iväg.

  -Ju färre de är, desto lättare kan de släppas iväg.

  Valenselektron är en elektron som ligger i atomens yttersta elektronskal. De bestämmer mycket av ett grundämnes egenskaper. Det beror på att när det sker kemiska reaktioner så är det just ofta att atomerna byter elektroner med varandra och då är det elektronerna som sitter ytterst som reagerar mest.
• Vad är skillnaden mellan atomslag och grundämne?

  Ett atomslag är en sorts atomer, till exempel svavelatomer. Ett grundämne är ett ämne som bara innehåller ett enda atomslag, till exempel svavel. Dessa två kan dock användas i samma sammanhang.
• Vad menas med atomnummer?


  Atomnummer anger antalet protoner i ett grundämnes atomkärna och därmed dess plats i det periodiska systemet och samtidigt antalet elektroner i en neutral atom av grundämnet i fråga. Väte har 1, syre har 8, järn har 26 och guld har 79. Högt atomnummer betyder att grundämnet är tungt.
• Vad är en jon?


  En jon är en laddad partikel som kan betraktas som uppkommen genom att en atom eller grupp av atomer avgivit eller upptagit en eller flera elektroner. En positivt laddad jon benämns katjon, en negativt laddad anjon.
• Vad är ädelgasstruktur?


  Ädelgasstruktur innebär att en atom har fullt yttersta elektronskal. Ädelgaserna har fullt yttersta elektronskal. Därför heter det just ädelgasstruktur. Alla ädelgasatomer utom helium (He) har åtta valenselektroner. Helium har bara två valenselektroner i sitt enda elektronskal, K-skalet. I K-skalet får det nämligen plats bara två elektroner. Ädelgasstruktur är en särskilt stabil elektronfördelning och därför reagerar ädelgasatomer nästan inte alls med andra ämnen. Atomer kan uppnå ädelgasstruktur på tre sätt:

  -avge en eller flera elektroner och därmed bilda en positiv jon

  -ta upp en eller flera elektroner och därmed bilda en negativ jon

  -dela en eller flera elektroner med en eller flera andra atomer och därmed bilda en molekyl.
• Vad innebär kemisk bindning?


  Kemisk bindning, den attraktion som sammanfogar atomer till molekyler eller till vissa typer av fasta kroppar. Det finns två huvudtyper; kovalent bindning och jonbindning. Bindningen är en följd av en elektronfördelning av två huvudtyper: elektronöverföring från den ena atomen till den andra ger en jonbindning medan en utspridning (delokalisering) av ett eller flera elektronpar mellan två eller flera atomer ger upphov till kovalent bindning.
• Vad är molekylbindning?


  Molekylbindning, kovalent bindning eller elektronparbindning är en benämning på bindning mellan atomer som uppkommer genom att de delar elektronpar. Det är icke-metaller, tex väte, kväve, syre, halogenerna detta är vanligt hos. Alla dessa ämnen, när de kommer i ren form i naturen kommer dessa 2 och 2. Det betyder tex att syrgas är O2 och vätgas H2. När två kväveatomer bildar en kvävemolekyl, N + N → N≡N, bildas tre gemensamma elektronpar av tre elektroner från vardera kväveatomen och det frigörs energi (energi frigörs alltid när bindningar uppstår). I formeln N≡N symboliserar varje bindningsstreck ett sådant gemensamt elektronpar. Varje streck motsvaras av 2 valenselektroner d.v.s. en molekylbindning. Dessa sex elektroner skulle om de räknades till en av kväveatomerna tillsammans med kväveatomens övriga två valenselektroner ge denna ädelgasen neons elektronstruktur. Genom att elektronerna är gemensamma för de två kväveatomerna kan alltså båda uppnå ädelgasstruktur (oktettregeln). Den kovalenta bindningsmekanismen innebär att atomerna i en molekyl uppnår ädelgasstruktur genom att dela elektroner, vanligtvis i form av ett, två eller tre gemensamma elektronpar, som t.ex. i väte, H2 (H-H), syre i koldioxid, CO2 (O=C=O) och kväve, N2 (N≡N). Om de bundna atomerna inte är lika, som i C≡O (kolmonoxid) och H-Cl (klorväte), sker i allmänhet en laddningsförskjutning mellan dem och bindningen sägs bli polär (se dipol), dvs. den får ett visst inslag av jonbindning. Icke-linjära molekyler, såsom O3 (ozon) och H2O (vatten), liksom större osymmetriska molekyler, har i allmänhet mer eller mindre polära kovalenta bindningar.
• Vad kännetecknar en metall?


  Metallerna karakteriseras av de specifika metalliska egenskaperna. Dessa beror på närvaron av elektroner med stor rörlighet.

  De speciella egenskaperna kan man förklara genom att kolla på atomerna i en metall.

  -De kan hittas till vänster och i mitten av det periodiska systemet.

  -När alla metaller bildar joner bildar dem positiva joner.

  -Alla metaller glänser mer eller mindre (metallglans).

  -De flesta leder ström och värme relativt bra(har hög ledningsförmåga).

  -De är smidbara, de går att böja och bända i viss mån utan att de brister. Eftersom de har väldigt höga kok- och smältpunkter är det möjligt att hetta upp dem för att kunna smida dem. En förhöjd temperatur gör materialet som regel både duktilare (tänjbarare) och mjukare. Detta måste dock ske vid korrekt temperatur, vid för hög kan materialet brista och vid för låg kan tex bli spröda.
• Vad är metallbindning?


  De speciella egenskaperna som metaller har kan förklaras genom att kolla på hur atomerna i metallen hänger ihop. Metallbindningen är en extrem form av kovalent kemisk bindning i metalliska kroppar. Bindningen följer av att en eller flera valenselektroner per metallatom i metallen får möjlighet att röra sig nästan fritt över hela kroppen. Atomerna släpper ifrån sig sina valenselektroner(alla/några???) till ett gemensamt elektronmoln. Elektronerna hör då inte längre till någon specifik atom och elektronerna kan byta plats med varandra. Metallbindningen kan då betraktas som om en massa positiva joner i ETT gemensamt elektronmoln. Elektronerna kallas för delokaliserade (utspridda över hela metallen) elektroner. Ju fler delokaliserade elektroner, ju desto lägre energi har elektronerna i metallbindningen och desto starkare är bindnignen. Det beror på att en utspridning av elektronerna blir mycket mer stabilt än om de är lokaliserade till en enda plats. Detta gör även att metaller i regel har höga kok- och smältpunkter. Denna delokalisering av elektronrörelsen leder till en stabilisering av metallen som följd av kvantmekaniska effekter och är även orsak till metallens förmåga att leda elektrisk ström. Det som sker när metaller leder ström är att när en elektron kommer in i molnet blir det överskott på elektroner. Eftersom laddningar av samma slag repellerar varandra så skjuts det istället iväg en annan elektron. Dessutom beror metallers smidbara karaktär av elektronernas stora rörlighet. Om man tex skulle lägga tryck på en metall skulle elektronmolnet fungera som ett slags smörjmedel eller kullager och det skulle kunna förskjutas till förhållande till de andra.
• Hur uppstår jonföreningar och jonbindningar?Vad skiljer dem från molekylföreningar?


  Jonförening är en kemisk förening som är uppbyggd av positiva och negativa joner. En jonförening är detsamma som salt. De bildas mellan en metall och en halogen (metall+ickemetall). Metallen blir en positiv jon och halogenen negativ. Mellan den positiva och den negativa jonen uppstår en dragningskraft som drar vissa av elektronerna från den negativa jonen mot den positiva jonens atomkärna så att jonerna hålls ihop. Denna kraft kallas elektrostatisk. Den skiljer sig från en molekylförening på så vis att tex en vattenmolekyl består av två väteatomer och en syreatom, H2O och hålls ihop av molekylbindningar. En jonförening innehåller inga molekyler. Förutom kemiskt stabila laddningsneutrala enheter räknas som molekyler även kortlivade molekylfragment (radikaler), samt fleratomiga joner. Dessutom sitter jonerna ihop i ett jättelikt nätverk- en kristall. Jonbindningen är den kemiska bindningen som uppstått (orsakad av elektrostatisk attraktion mellan olikladdade joner). Jonbindning är en stark bindning, varför salter i allmänhet har höga smältpunkter.

  Då natrium reagerar med klor bildas joner. Den ensamma elektronen i natriumatomens yttre elektronskal (M-skalet) går över till kloratomens yttre skal med sju valenselektroner. Dessutom frigörs också massa energi. De bildade jonerna får härvid båda yttre elektronskal innehållande åtta elektroner, dvs. ädelgasstruktur. Man skulle kunna beskriva denna process med hjälp av ordformler, elektronformler, reaktionsformler och elektronkonfigurationer. Elektronövergången mellan natriumatomen och kloratomen och hur radierna hos de härvid bildade jonerna skiljer sig från atomernas framgår av bilden. Jonföreningar bildar ofta saltkristaller, till exempel vanligt bordssalt, natriumklorid (NaCl). När en enda Na+ och en Cl- dras till varandra blir helheten, NaCl, oladdad . Men det finns fortfarande en positiv och en negativ ände. Den positiva natriumjonen drar därör till sig fler kloridjoner. I saltkristallen omges varje natriumjon av 6st kloridjoner och tvärtom med kloridjonerna. På samma sätt drar kloridjonen till sig fler natriumjoner. Kristallen växer åt olika håll tills den innehåller miljontals joner. Varje litet saltkorn är en sådan kristall. Vid uppvärmning/upplösning i vatten av jonkristallerna bryts bindningarna, saltet smälter och jonerna blir rörliga. När socker, en molekylförening löser sig i vatten delar det upp sig i enstaka sockermolekyler.
• Vad är formelenhet?

  Formelenhet är ett ämnes atomsammansättning i enklaste form. För vatten är till exempel formelenheten identisk med molekylformeln H2O. En kristall av koksalt, natriumklorid, är uppbyggd av ett tredimensionellt gitter av natrium- och kloridjoner i förhållandet 1:1. Formelenheten är därför NaCl, trots att molekyler med denna sammansättning inte finns i kristallen. Eftersom koksalt innehåller olika många joner.....
• Jonbindningar uppstår när en atom avger en eller flera elektroner till en annan atom.
• I en molekyl har alla atomerna samma antal valenser, vilket betyder att de delar på sig var sin elektron i den kovalenta bindningen.
• Kovalent bindning är en bindning mellan två atomer där de delar sina elektroner.