Föreläsning 1-3: joner, polära, intra/intermolekylära Flashcards
Rena ämnen delas in i
Kemisk förening( t.ex H20) eller Grundämne( t.ex Ag)
Atomnummer, masstal
Atomnummer: antal protoner i kärnan –> avgör vilket grundämne det är
Masstal: antal protoner och neutroner ( kan ändras om det är isotop= olika antal neutroner)
Periodiska: grupper och perioder
Grupper: samma antal valense-
Grupp 1= 1 valense - reaktiva
Grupp 15= 5 valense- ganska reaktiva
Grupp 17 = 7 valense- reaktiva
Period: samma antal elektronskal
Substansmängd
(n), enheten mol
anger antal atomer, molekyler
Molmassa
(M) enheter g/mol
anger hur stor massan är för en mol av ämnet, hittas i periodiska systemet!
Samband molmassa, substansmängd och massa
enheter: g = (g/mol) x mol --> massa (m) = molmassa (M) x substansmängd (n) m= M x n g= (g/mol) x mol n= m/M mol= g/(g/mol) M= m/n g/mol= g/ mol
Koncentration
Hur mycket som finns av något i en viss given volym.
Kan anges i molaritet ( C=n/V) eller masshalt (K= m/V)
Molaritet
C= n/V C= koncentration/Molaritet i mol/L n= mol V= l
Masshalt
K= m/V K= koncentration/masshalt i g/l m= g V= l
Jon
Laddad atom, ändrat elektronvärde- vill ta upp eller avge en elektron för att uppnå ädelgasstruktur
Negativ jon, anjon ( Cl-) tar upp en eller flera e-, får överskott på negativ laddning.
Positiv jon, katjon (H+) avger en eller flera e-, får överskott på positiv laddning
Hur ser man laddningen på jonen?
Gruppen i periodiska visar hur många valense- den har, antingen vill atomenen avge eller ta upp för att nå fullt yttersta skal.
T.ex Na, grupp 1 vill avge en elektron för att uppnå ädelgasstruktur. Avge en = Na +
Syre däremot (grupp 6) vill ta upp 2 e- för att nå ädelgasstruktur –> O2-
Jonföreningar
En negativ(anjon) och positiv jon(katjon) bildar jonförening, kallas salter.
Metall och ickemetall bildar jonförening
- metall få valense-( avger e-, positiv jon)
- ickemetall många valense- (tar upp e-, negativ jon).
Stark bindning(attraktionskraften)
Kemisk reaktion i jonbindning
Huvudbindningar bryts och nya bildas.
Förhållandet mellan atomerna bestäms av att nettoladdningen ska vara 0 = laddningarna tar ut varandra!
Kovalent binding
Atomer med många valense- bildar tsm molekyler med kovalent bindning.
= Elektronparbindning, stark bindning där atomerna delar på elektronpar.
Bildas lika många bindningar som det finns e-.
Kan bindas med enkelbindning :, dubbelbindning :: eller trippelbindning :::
Intra/intermolekyklära krafter
Intra= krafter inom molekylen, t.ex jonbindning, kovalent bindning( polär och opolär)
Inter= krafter mellan molekyler, t.ex vätebindning, dipol-dipol, Van der Waals
Polär/ Opolär kovalent bindning
Polär kovalent: ämnen med olika elektronegativitet(stor elektronegativitetsskillnad) delar på elektronpar.
Opolär: ämnen med liten elektronegativitsskillnad delar på elektronpar
Van der Waals bindning
Mellan atomer och molekyler, tillfälliga dipoler bildas(förskjutningen av elektroner) och attraheras av varandra
Dipol-dipol bindning
Som det låter, dipoler(polära molekyler) attraheras av varandra, plus dras till minus
Vätebindning
Stark dipoldipol- bindning och stark attraktionskraft.
Bildas när H i polära molekyler är direkt bundet till N, O eller F.
Elektronegativiet
Förmågan hos en atom att dra till sig elektroner i kovalent bindning. Elektronerna lägger sig närmast den atom med högst elektronegativitet.
Ökar åt höger och uppåt i P.S, N, O, F har högst elektronegativitet.
Eget diagram där elektronegativiteten finns.
Polär/opolär eller jonbindning molekyl
Kolla på skillnad i elektronegativitet:
mellan skillnad 0,5. 1,9 = polär kovalent
liten skillnad <0,5 = opolär kovalent
stor skillnad >2,0 = jonbindning
Kan även kolla på symmetrin hos molekylen med negativ och positiv delladdning: positv och negativ ände- vinklad = polär
Dipol
=polär molekyl i polär kovalent bindning, en positv(delladdning) och negativ(delladdning) ände - vinklad= polär
symmetrisk, ingen positiv och negativ ände = inte dipol
