Se vilken bindning som håller molekyler

En elementär sektion inom kemin existerar hur bindningar mellan olika ämnen fungerar. oss behandlar både bindningar inom ämnen (intramolekylära bindningar), mellan ämnen (intermolekylära bindningar), samt varför dessa uppstår. inom menyn mot vänster kunna ni titta dem föremål eller textstycken oss äger ifall ämnet.

Kemiska bindningar existerar kritisk till för att förstå strukturen samt egenskaperna hos olika ämnen. Intramolekylära bindningar existerar enstaka betydande typ från kemisk bindning liksom påverkar molekylära strukturer. Dessa bindningar förekommer inom ett molekyl samt existerar ansvariga till för att hålla samman atomer inom ett bestämd molekyl. Kemsika bindningar ger stabilitet mot molekylen samt kunna existera från olika typer, såsom kovalenta bindningar alternativt joniska bindningar.

Jämfört tillsammans dem intermolekylära bindningarna, liksom inträffar mellan olika molekyler, existerar intramolekylära bindningar många starkare eftersom dem håller samman atomer inom identisk molekyl. Denna starka bindning existerar kritisk till för att upprätthålla strukturen hos molekylen samt påverkar dess fysikaliska attribut. modell vid ämnen tillsammans med starka intramolekylära bindningar inkluderar dricksvatten (H2O) tillsammans med sina kovalenta bindningar samt natriumklorid (NaCl) tillsammans sina joniska bindningar.

Typer från intramolekylära bindningar

• Jonbindning − var elektrostatisk attraktion mellan dem olika laddade jonerna utför för att dem håller ihop inom ett kristallstruktur.
• Metallbindning − var elektroner delas inom en gemensamt elektronmoln.
• Kovalent bindning − var valenselektroner delas inom sålunda kallad elektronparbindning.

En jon existerar ett atom alternativt molekyl likt besitter ett elektrisk laddning vid bas från för att den antingen besitter till flera alternativt på grund av erhålla elektroner jämfört tillsammans med antalet protoner inom kärnan. då joner från motsatt laddning kommer nära varandra, kommer dem för att attraheras från varandra vid bas från den elektrostatiska kraften. Denna attraktion kallas till enstaka jonbindning.

Jonbindningar existerar ett betydelsefull typ från kemisk bindning samt existerar vanligt förekommande inom salter samt kristallina föreningar. Genom bildandet från jonbindningar är kapabel joner sammankopplas till för att forma stabila föreningar. mot modell, natriumjonen (Na+) samt kloridjonen (Cl-) kommer för att forma enstaka jonbindning på grund av för att producera natriumklorid (NaCl), även känt såsom bordssalt.

Jonbindningar äger enstaka kraftfull effekt vid egenskaperna hos flera ämne samt substanser. dem påverkar bland annat smältpunkten, lösligheten samt elektrisk ledningsförmåga. Dessutom existerar jonbindningar från massiv innebörd på grund av biologiska processer samt agerar enstaka kritisk roll inom upprätthållandet från cellernas funktioner samt struktur.

Joner sitter ihop liksom kristaller

Joner visar enstaka trend för att binda mot joner tillsammans med motsatt laddning. Jonkristaller, såsom saltkristaller, bildas från dessa joner samt besitter ett kubisk struktur, vilket utför dem totalt sett laddningsneutrala. en modell vid enstaka sådan genomskinligt mineral existerar NaCl, även känt såsom koksalt, vilken består från Na+ samt Cl- joner. varenda natriumjon omges från 6 kloridjoner, medan varenda kloridjon existerar omgiven från 6 natriumjoner. Denna 3D-struktur återkomma inom ett regelbunden mönster ovan läka kristallen, vilket ger upphov mot dess jonkristallina karaktär. en modell vid enstaka sådan struktur, på denna plats representerad från litiumfluorid, syns inom bilden mot höger.

Hur jonföreningar (salter) kombineras ihop är kapabel ni studera mer om här.

Olika starka jonbindningar

Beroende vid olika faktorer (vilka diskuteras här) kunna styrka hos jonbindningar variera. Starka jonbindningar resulterar inom höga kok- samt temperatur vid smältning till saltet samt fullfölja detta svårare för att åtgärda upp inom vatten.

Lösning från jonkristaller inom vatten

Eftersom jonkristallen består från laddade partiklar kunna vätska, såsom existerar enstaka polär vätska, interagera tillsammans dem individuella jonerna samt avlägsna dem ifrån jonkristallen. Desto svagare jonbindningen existerar, desto mer lösligt blir saltet inom vatten.

Eftersom olika salter löser sig varierande inom dricksvatten, kunna ibland numeriskt värde vätskor tillsammans med lättlösliga salter blandas samt producera svårlösliga salter såsom kunna fällas ut ifrån lösningen.

Jonkristaller existerar spröda

Jonkristaller existerar spröda. ifall man applicerar en tryck vid dem såsom ändrar bostadsort jonerna inom en program, således kommer kristallen för att rämna. Detta illustreras inom bilden nedan.

Metallbindning existerar enstaka typ från kemisk bindning var samtliga metallatomer avsöndrar ett alternativt flera elektroner mot en gemensamt elektronmoln, även känt vilket elektronhav, vilket omvandlar dem enskilda metallatomerna mot joner. Dessa joner delar vid elektronerna inom elektronmolnet såsom finns utbredd genom all metallkristallen, vilket ger upphov mot olika kemiska bindningar samt fenomen.

Metaller besitter upphöjd kok- samt smältpunkt

Metallbinding existerar inom allmänhet många kraftfull, samt detta behövs allmänt väldigt många värme till för att smälta alternativt koka metaller.

Metaller leder elektricitet

Metaller leder elektricitet många effektivt eftersom detta finns en stort antal fria elektroner liksom ej existerar bundna mot ett bestämd atom alternativt jon. angående man tillför elektroner mot ett blad från enstaka metalltråd, kommer ett motsvarande mängd elektroner för att “dyka upp” vid andra sidan (en kraftfull förenkling från processen).

Metaller existerar mjuka

Metaller existerar ej lika sköra vilket jonkristaller, trots för att metallkristallen innehåller joner. ett jonkristall går sönder angående man förskjuter atomerna inom enstaka dimension vid bas från för att dem repellerar varandra. Detta sker ej tillsammans med metallen då elektronerna rör sig fritt samt laddningsskillnaderna finns överallt alternativt ingenstans beroende vid hur man väljer för att titta vid det.

Inom enstaka kovalent bindning delar enstaka atom valenselektroner tillsammans ett ytterligare atom. Detta skapar en gemensamt elektronpar var numeriskt värde elektroner delar vid bindningen samt fungerar vilket valenselektroner till båda atomerna. Denna process närmare båda atomerna för att uppfylla oktettregeln.

En kovalent bindning förmå artikel enstaka enkelbindning (2 elektroner), dubbelbindning (4 elektroner) alternativt trippelbindning (6 elektroner). inom bilden mot motsats till vänster framträda ett enkelbindning. Beskrivningen från dem andra typerna från bindningar finns inom artikeln angående strukturformler.

Elektronerna existerar ej ständigt jämnt fördelade

En kovalent bindning förmå artikel asymmetrisk, vilket innebär för att elektronerna existerar förskjutna åt enstaka riktning inom molekylen. en modell vid ett molekyl tillsammans med asymmetrisk kovalent bindning existerar dricksvatten. eftersom syret existerar mer elektronegativt än väten, innebär detta för att elektronerna befinner sig närmare syret än vätena.

En molekyl förmå även artikel ett dipol ifall detta finns ett asymmetrisk kovalent bindning liksom ej besitter symmetri inom molekylen. en färglösluktlös vätska som är livsnödvändig besitter väteatomer placerade således för att kovalenta bindningar mot syret ej skapar symmetri inom molekylen. Vattenmolekylen äger ett omfattande laddningsförskjutning. Åt syrets håll existerar molekylen svagt negativt laddad, samt åt vätenas håll existerar den svagt positivt laddad.

Koltetraklorid (CCl4) existerar ett molekyl tillsammans enstaka asymmetrisk kovalent bindning var molekylen totalt sett kvar existerar opolär. dem fyra kloratomerna vilket existerar bundna mot kol bildar ett symmetrisk struktur runt kolatomen, vilket leder mot för att detta ej finns någon omfattande laddningsförskjutning. på grund av mer resultat, titta artikeln ifall polaritet.

Ett centralt term på grund av för att förstå polaritet existerar elektronegativitet, vilket kunna beskrivas såsom enstaka atoms förmåga för att attrahera elektroner. ifall enstaka substans äger enstaka upphöjd elektronegativitet kommer den för att utöva enstaka kraftfull dragkraft vid elektronerna inom dem bindningar den bildar tillsammans med andra ämnen.

Elektronegativitetsskalan

Efter flera experiment äger enstaka skal ovan varenda atomslags elektronegativitet fastställts samt kallas Pauling-skalan. Ni är kapabel titta Pauling-skalan applicerad vid en periodiskt struktur denna plats. Ämnen tillsammans med upphöjd elektronegativitet återfinns inom övre högra hörnet från detta periodiska systemet, medan dem tillsammans med nedsänkt elektronegativitet finns längst bort ned mot vänster. eftersom skalan ändras successiv ifrån vänster mot motsats till vänster samt upp mot ned, förmå man utföra ett grov uppskattning från en ämnes elektronegativitet angående man känner mot elektronegativiteten hos något som ligger nära eller är i närheten ämnen. till mer upplysning, titta vår nyhet ifall trender inom detta periodiska systemet.

Bindningstyper baserat vid elektronegativitet

En direkt utfall från elektronegativiteten existerar för att ifall oss skapar enstaka bindning var båda atomerna äger liknande elektronegativitet, kommer dem för att dela dem numeriskt värde elektronerna jämnt. angående detta föreligger ett små skillnad inom elektronegativitet kommer enstaka från atomerna för att attrahera elektronerna något starkare samt bli svagt negativt laddad, medan den andra kommer för att attrahera dem något mindre samt bli svagt positivt laddad. ifall oss skapar ett bindning var ett atom attraherar elektronerna betydligt starkare kommer dem båda elektronerna inom bindningen för att tillhöra den en atomen.

Den intressanta aspekten existerar för att elektronegativiteten avgör angående enstaka bindning existerar kovalent, polär kovalent alternativt jonbindning, vilket beskrivs nedan:

Ren kovalent bindning

Vi kunna börja tillsammans med för att undersöka fallet då detta ej förekommer någon skillnad inom elektronegativitet, vilket betyder för att atomerna delar elektroner jämnt inom bindningen. ett “ren” kovalent bindning existerar endast möjlig mellan numeriskt värde atomer från identisk slag.

Kovalent bindning

Så fort oss besitter ett skillnad inom elektronegativitet ovan 0 därför existerar detta ej enstaka ren kovalent bindning längre. detta kallas då bara till ett kovalent bindning. enstaka elektronegativitetsskillnad upp mot 0,4 räknas likt ett icke-polär kovalent bindning.

Polär kovalent bindning

En elektronegativitetsskillnad vid ovan 0,4 dock beneath 2,0 innebär att bindningen existerar polär kovalent. denna plats existerar elektronerna förskjutna mot den maximalt elektronegativa vid en sätt vilket förmå märkas vid molekylens egenskaper.

Jonbindning

En elektronegativitetsskillnad vid ovan 2,0 brukar betecknas likt enstaka jonbindning. denna plats äger den en atomen inom bindningen mer alternativt mindre båda elektronerna, samt besitter därmed ”tagit” enstaka elektron ifrån den andra atomen.

Dessa gränser existerar givetvis flytande, vissa ämnen ovan 2,0 inom elektronegativtetsskillnad uppvisar ej saltegenskaper, samt vissa ämnen beneath 2,0 inom elektronegativitetsskillnad uppvisar mer saltegenskaper.

Polaritet innebär för att detta finns ett sektion från ett molekyl såsom äger enstaka speciell laddning än ett ytterligare sektion från identisk molekyl. inom denna skrivelse kommer oss för att reda ut innebörden från detta term. Innan ni läser den denna plats artikeln kunna detta existera mot nytta för att äga gått igenom artikeln ifall elektronegativitet.

För för att åstadkomma polaritet måste oss äga en överskott vid elektroner vid en område, samt en underskott vid en annat inom molekylen.

Polära kovalenta bindningar

För för att ett molekyl bör artikel polär måste den innehålla relaterade till poler eller motsatser kovalenta bindningar. angående detta ej finns liknande bindningar kommer molekylen automatiskt klassificeras såsom opolär. en modell vid en opolärt tema existerar kolväten, var bindningen mellan kol samt väte ej existerar tillräckligt polär på grund av för att klassificeras såsom enstaka polär kovalent bindning.

Avsaknad från symmetri

Det andra kriteriet existerar för att molekylen bör artikel asymmetrisk. inom detta denna plats fallet betyder asymmetri för att laddningens centrala ställe inom molekylen ej sammanträffar tillsammans molekylens geografiska centrum. ifall oss placerar relaterade till poler eller motsatser kovalenta bindningar jämnt runt ifall inom molekylen sålunda för att laddningen samt geografiska mitten hamnar vid identisk område, då blir molekylen ej polär. ifall oss däremot äger samtliga kovalenta bindningar å en sidan från molekylen, då kommer laddningen för att artikel förskjuten sålunda för att den ej längre sammanträffar tillsammans med molekylens centrum, samt molekylen blir då polär. Detta förmå artikel lite komplicerat eftersom man måste uppmärksamma symmetrin inom varenda tre dimensioner.

Ta mot modell koltetraklorid (se bilden nedan). Den denna plats föreningen äger en kolatom inom mitten liksom existerar bundet mot fyra relaterade till poler eller motsatser kovalenta bindningar tillsammans kloratomer. Även angående molekylen innehåller relaterade till poler eller motsatser kovalenta bindningar, existerar den symmetrisk eftersom dem relaterade till poler eller motsatser bindningarna existerar jämnt spridda runt kolatomens centrum. Detta resulterar inom för att molekylen, trots för att den innehåller relaterade till poler eller motsatser kovalenta bindningar, ej existerar polär.

Om oss istället tittar vid diklormetan (se bilden nedan), således äger oss numeriskt värde relaterade till poler eller motsatser kovalenta bindningar mot klor samt numeriskt värde kovalenta bindningar mot väte. Man kunna tänka sig för att man är kapabel placera ut dessa numeriskt värde relaterade till poler eller motsatser bindningar vid en symmetriskt sätt på grund av för att producera ett opolär molekyl, dock detta går ej. Detta fungerar inom teorin eftersom man bara är kapabel uttrycka molekylen inom numeriskt värde dimensioner. inom verkligheten äger molekylen tre dimensioner, samt vinkeln mellan dem numeriskt värde relaterade till poler eller motsatser kovalenta bindningarna existerar ungefär 109,5°. Detta utför för att laddningens centrum ej helt sammanträffar tillsammans molekylens centrum, vilket resulterar inom för att molekylen existerar polär.

Att förklara polaritet

Det finns flera sätt för att förklara polaritet inom kemiska strukturer. ett teknik (1. inom bilden) inkluderar användningen från δ+ samt δ−. på denna plats betyder delta (δ) för att detta finns enstaka små laddningsseparation, samt ej nödvändigtvis för att ett hel elektron besitter flyttats. Delta besitter ingen fastställd storlek utan representerar bara enstaka odefinierad, små laddning.

För för att förenkla beskrivningen används ibland siffror tillsammans tillsammans delta till för att approximativt ange laddningens storlek inom förhållande mot andra laddningar (2. inom bilden). Båda dessa metoder används inom undervisningen samt anses artikel acceptabla.

En ytterligare teknik existerar för att nyttja en sålunda kallat dipolmoment (3. inom bilden), likt beskriver skillnaden mellan positiv samt negativ laddning inom enstaka molekyl tillsammans med hjälp från ett pil. Pilens bas indikerar positionen på grund av den positiva laddningen samt spetsen på grund av den negativa. Denna pil representerar den sammanlagda laddningsfördelningen inom molekylen samt tar ej hänsyn mot dem enskilda bindningarnas inverkan.

Skillnaden mellan polaritet samt dipol

Hittills besitter oss samtalat om polaritet liksom ett egenskap hos molekyler samt begreppet dipol. Motsatsen mellan dem numeriskt värde existerar för att “polär” existerar en mer allmänt term. enstaka molekyl tillsammans flera olika funktionella grupper kunna existera polär även ifall den ej äger enstaka klar total laddningsförskjutning tillsammans ett genomskinlig positiv samt negativ sektion. detta betyder för att detta finns molekyler liksom existerar relaterade till poler eller motsatser dock ej existerar dipoler, mot modell glukos. Å andra sidan existerar samtliga dipoler mer alternativt mindre relaterade till poler eller motsatser, beroende vid styrka från deras dipolmoment.

Intermolekylära bindningar existerar dem bindningar likt förekommer mellan olika molekyler. Dessa bindningar kunna även kallas på grund av intermolekylära krafter.

Typer från intermolekylära bindningar

• Van der Waalsbindning (van der Waalskraft) − var temporära förändringar inom elektronmolnen ger upphov mot svaga dipol-dipol-interaktioner, samt därmed attraktion.
• Dipol-dipol-bindning − var permanenta dipoler attraherar varandra via svaga laddningsskillnader.
• Vätebindning − enstaka starkare variant från dipol-dipol-bindningen vilket är kapabel uppstå då väte binder mot F, O alternativt N.

Olika starka intermolekylära bindningar

Om oss rangordnar styrka hos dem olika krafterna ser detta ut såhär:

Samspel mellan dem olika intermolekylära krafterna

Av våra tre typer från intermolekylära bindningar existerar numeriskt värde beroende från polaritet. Detta innebär för att dipoler samt ämnen såsom är kapabel forma vätebindningar interagerar väl tillsammans med varandra samt löser sig enkelt inom varandra. Ämnen tillsammans med vätebindningar samt dipol-dipolbindningar (polära ämnen) löser sig vanligen väl inom varandra. Däremot interagerar opolära ämnen, liksom enbart binder tillsammans hjälp från Van der Waals-krafter, många uselt tillsammans relaterade till poler eller motsatser molekyler (dipoler samt ämnen tillsammans förutsättningar på grund av vätebindning).

Van der Waals-bindning (Van der Waals-kraft) förekommer mellan varenda atomer samt molekyler. Den uppstår vid bas från tillfälliga förändringar inom elektronmolnet runt ett atom alternativt molekyl, vilket temporärt skapar ett svag dipol. inom respons mot detta, upplever detta elektronmolnet inom något som ligger nära eller är i närheten atomer alternativt molekyler förändringar, vilket ger upphov mot enstaka kortvarig samt svag attraktion mellan dem.

Hur fungerar Van der Waalsbindningar?

Elektronmolnet existerar detta enhet omkring ett atom alternativt molekyl var dess elektroner kunna befinna sig. Elektronmolnet förändras ständigt slumpmässigt, vilket innebär för att detta beneath vissa tillfällen förmå ske ett ansamling från elektroner vid ett viss blad från atomen alternativt molekylen. eftersom detta då sker enstaka ansamling från elektroner blir denna blad svagt negativt laddad medan den andra sidan blir svagt positivt laddad vid bas från bristande vid elektroner. då andra atomer alternativt molekyler finns inom närheten påverkar dessa deras egna elektronmoln. angående molekyl 1 temporärt riktar ett negativ sektion mot molekyl 2 kommer molekyl 2:s elektroner för att undvika detta zon, vilket ger upphov mot ett svag positiv laddning. Detta skapar enstaka kortvarig attraktion mellan molekylerna. Denna interaktion försvinner då elektronmolnen justeras ifall några ögonblick senare.

Var finns Van der Waalsbindningar?

Alla atomer samt molekyler påverkas från Van der Waals-bindningar. Detta är kapabel betraktas likt ett primär attraktiv kraft liksom samtliga atomer samt molekyler kunna interagera genom. Van der Waals-bindningar existerar emellertid många svaga, således ifall detta finns ett ytterligare typ från bindning närvarande, mot modell dipol-dipol-bindningar alternativt vätebindningar, kommer Van der Waals-krafterna för att maskeras. ett jämförelse skulle artikel för att sätta ihop numeriskt värde objekt tillsammans med antingen ett tejp alternativt tejp tillsammans tillsammans med superlim. Bindningsstyrkan hos tejpbandet kommer ej för att påverka ifall superlimmet används samtidigt.

Var är Van der Waalsbindningar maximalt framträdande?

I opolära molekyler samt atomer existerar Van der Waals-bindningar maximalt framträdande eftersom dessa binder främst inom avsaknad från andra intermolekylära krafter. Opolära ämnen äger många nedsänkt smält- samt kokpunkt eftersom deras atomer samt molekyler existerar svagt bundna mot varandra.

En dipol, såsom tidigare nämnt, existerar enstaka molekyl tillsammans ett svag laddningsförskjutning. eftersom dessa laddningsskillnader existerar permanenta, kommer dipolerna för att påverka varandra inom många större utsträckning än vad Van der Waals-bindningarna fullfölja. då numeriskt värde dipoler placeras intill varandra kommer dem för att orientera sig sålunda för att dem dras mot varandra. Denna interaktion kallas dipol-dipolbindning, ett mellan molekyler kraft såsom existerar starkare än Van der Waals-bindningar, dock svagare än vätebindningar. Ämnen tillsammans dipol-dipolbindningar besitter enstaka högre smält- samt kokpunkt än opolära molekyler, dock lägre än ämnen tillsammans vätebindningar.

En vätebindning uppstår då väte binder mot fluor (F), syre (O) alternativt kväve (N). enstaka lätt regel för att anlända minnas existerar “FON-regeln”: väte måste binda mot F, O alternativt N på grund av för att enstaka vätebindning bör uppstå.

De många höga elektronegativiteterna hos fluor (F), syre (O) samt kväve (N) resulterar inom enstaka kraftfull elektronförflyttning försvunnen ifrån väte, vilket skapar ett många kraftfull dipol. en typiskt modell vid ett vätebindning existerar vattenmolekylen, var väte bindes mot syre. detta positivt laddade väte kommer för att rikta sig mot syret inom enstaka ytterligare vattenmolekyl, samt syrets väte kommer inom sin tur för att rikta sig mot syret inom ytterligare ett molekyl, samt således vidare. Ämnen tillsammans vätebindning besitter många högre smält- samt kokpunkt än vilket man skulle förvänta sig på grund av ämnen inom identisk storleksordning likt ej besitter vätebindningar.

Vätebindningen existerar enstaka förstärkt struktur från dipol-dipolbindning såsom endast uppträder då FON-regeln existerar uppfylld. Vätebindningen skapar tillsammans med andra mening ett kraftigare dipol, vilken ibland existerar tillräckligt kraftfull på grund av för att åtgärda upp salter angående ämnet inom sig existerar flytande. Vätebindningen existerar kritisk på grund av egenskaperna hos dricksvatten samt på grund av för att DNA-dubbelhelixen inom våra celler bör behålla sin struktur.