Kjemi 1 - noen som kan hjelpe meg?

[AnonymBruker]

Trenger hjelp med å forstå kjemi 1 (2.klasse kjemi på vgs)

Jeg syns kjemi er et tungt fag, og jeg sliter med å forstå. Jeg har lest kapittel 3 i 2 dager nå, og trenger litt hjelp fra "kjemikerene" her inne

Sånn har jeg forstått kapittelet om bindinger, håper dere kan korrigere meg om det er noe feil, eller mangler.

Bindinger, oppbygging og egenskap:

Stoffer er bygd opp av partikler som atomer, ioner og molekyler.

Disse partiklene holdes sammen av av krefter som vi kaller bindinger, og kan deles inn i sterke og svake bindinger.

Å bryte en binding kreves energi, og den energimengden som skal til er et mål på styrken for bindingen. Jo sterkere en binding er, jo større energi må til for å bryte den, og jo svakere en binding er, jo mindre energi må til for å bryte den.

Det er 3 typer sterke bindinger og 2 typer svake bindinger.

De 3 sterke bindingene er metallbinding som holder atomene sammen i et metall, ionebinding som holder ionene sammen i et salt og kovalent binding(også kalt elektronparbinding) som holder atomene sammen i et molekyl.

De 2 svake bindingene virker mellom molekyler, alstå, holder molekyler sammen, og er dipolbinding som og hydrogenbinding.

-METALLER har få ytterelektron: Metallbinding oppstår når metaller kommer sammen og de frigjør ytterelektronene sine, og metallene blir positive ioner. Ytterelektronene har ingen fast plass virrer fritt mellom metallionene. De kreftene som holder de positive ionene og elektronene er metallbindingene.

Metallionene ligger i et regelmessig mønster, som betyr at det er krystiallinsk.

-Metaller leder strøm godt, både i fast form og i smelte. Grunnen til at de leder strøm så godt, er pga de frie ytterelektronene som beveger seg fritt mellom metallionene. Blir metall koblet til en strømkrets, vil ytterelektronene bevege seg fra minuspol til plusspol.

-Metall leder også varme godt, fordi ytterelektronene er lett bevegelige og overfører bevegelsesenergi til hverandre og de positive ionene.

-Metall er også enkle og forme, fordi når de blir utsatt for krefter forskyves lagene og de kommer til ro i en ny posisjon, derfor kan de fleste metaller formes som tynne plater og lange tråder.

-Smeltepunktet varierer fra -39(kvikksølv) til + 3380(wolfram) grader celsius. Jo flere ytterelektroner som holder de positive ionene sammen, desto sterkere er bindingen, og desto høyere er smeltepunktet.

Alkaliemetallene er den gruppen med færrest ytterelektroner, og smeltepunktet er blant de laveste. Smeltepunktet nedover i en gruppe avtar fordi de større ionene ikke holdes så godt sammen av av ytterelektronene. Skjønte ikke hva de mente med de større elektronene?

-Legering: Metall blir sterkere og mindre bøyelig om vi tilsetter et eller flere andre grunnstoff. F.eks tilsetter man karbon i jern, og vi får stål. Stål er mye hardere enn jern, og karbonatomene gjør det vanskeligere for jernatomene å gli over hverandre.

-IONEBINDING er sterke tiltrekningskrefter mellom ioner med motsatt ladning.

Salter er forbindelser bygget opp av ioner, kalt ionebindinger. Natriumklorid, saltet vi bruker i mat, er bygd opp av Na+ioner og Cl-ioner. Hvert Na+ion er omgitt av 6 Cl-ioner, og hvert Cl-ion er omgitt av 6 Na+ion, og er pakket regelmessig i et bestemt mønster. Saltet er derfor krystallinsk, og har form som en terning. Salter finnes i mange andre krystallformer avhengig av ionestørrelse og ioneladning.

Na+ og Cl- ioneneoppfyller oktettregelen når de kommer sammen, pga de sterke tiltrekningskreftene som skjer mellom ioner av motsatt ladning.

-Ionekrystaller er sprø og blir knust når de slår på dem. Et slag mot en krystall kan forskyve et lag slik at + står mot + og - står mot -, og de frastøter hverandre.

-Smeltepunktet til ioneforbindelser er vanligvis høy fordi det kreves mye energi å bryte ionebindingene. Smeltepunktet til natriumklorid er rundt 800 grader celsius.

Når en ioneforbindelse smelter kan den lede strøm, fordi ionene blir frie og kan bevege seg i smelten.

-Mange ioneforbindelser løses lett i vann. Vannmolekylene trekker ioner fra ionekrystallen og ut i løsningen. Når koksalt løses i vann frigjøres Na+ og Cl- ionene og sprer seg i vannet.

For natriumklorid skriver vi oppløsningen slik: NaCl(s) -> Na+(aq) + Cl-(aq)

Salt kan klassifiseres som lett løselig(mer enn 1 g salt), tungløselig(mindre enn 1 g salt) og uløselig(mindre enn 0,01 samt). Alle tall i 100 mL vann.

Generelt kan vi si at alle nitrater(NO3-) og alle Na+salter, K+salter og ammonium(NH4+)salter er lett løselige i vann. Dette vet vi fordi slike salter ikke finnes i berggrunnen fordi de vaskes ut av vannet. På denne måten blir Na+ og Cl- ioner konsentret opp i havet, mens NO3- og NH4+ ioner tar opp av planter eller blir omdannet på annen måte.

-KOVALENTE BINDINGER(elektronparbinding) mellom atomer i molekyler.

Vi tenker oss at elektronene opptrer i par. Når atomer av ikke-metaller binder seg sammen til molekyler, tenker vi oss at atomene får ett eller flere elektronpar felles. F.eks fluor(F2), oksygen(O2) og nitrogen(N2). I hvert av molekylene blir ett eller flere elektronpar trukket til begge atomkjernene og binder dem sammen. De elektronene som binder sammen kalles bindingselektroner, og det fins enkeltbinding, dobbelbinding og trippelbinding. Trippelbindingen er den sterkeste.

Man kan vise bindingene med elektronprikkmodellen og strukturformel ... (de kan jeg)

-Polar kovalent binding og upolar kovalent binding.

Når to forskjellige atomer er bundet sammen med et felles elektronpar, vil de to atomene med sine innerskall trekke ulikt på disse bindingselektronene. Det er det atomet som trekker mest på det negative elektronparet som får en svak negativ ladning (delta minus). Det andre atomet vil få en svak positiv ladning (delta pluss). Dette er en polar kovalent binding.

I HCl er det Cl som trekker mest og får en svak negativ ladning.

Når to like atom er bundet sammen med kovalent binding, slik som F-F og Cl-Cl, trekker atomkjernene medregnet innerskallene like mye på det felles eletronparet. Da får vi en upolar kovalent binding.

-Elektronegativitet er et mål for den evnen et atom har til å trekke seg til elektronene i en kovalent binding. Hver atomtype har sin elektronegativitsverdi, og tallene går fra 0,7 helt nederst til venstre i periodesystemet, og helt opp til 4,0 helt øverst til høyre i periodesystemet. Forskjellen mellom eletronegativiteten til to atomer sier noe om graden av ladningsforskyvning i en binding mellom dem. Jo større forskjellen er, desto mer er elektronparet forskjøvet over mot det atomet som har størst eletronegativitet, og desto sterkere ionekarakter sier vi bindingen har. Forskjellen i elektronegativtet forteller hva slags binding det er mellom to atomer.

Fra 0-0,5 er det upolar kovalent binding, fra 0,5 til 1,7 er det polar kovalent binding og fra 1,7 - 3,3 er det ionebinding. Overgangene er gradvis for de forskjellige bindingstypene.

-Noen molekyler er dipoler. Bindingen mellom H og Cl i HCl-molekylet er en polar kovalent binding. Cl-atomet er mest elektronegativt og trekker derfor mest på bindingselektronene. Cl blir litt negativt og H blir litt positivt. HCl har dermed en +pol og en -pol, og HCl molekylet er dermed en dipol. Di betyr to, altså, dipol er "to poler".

For molekyler av flere enn to atomer, og som har polar kovalente bindinger mellom atomene, vil formen på molekylet avgjøre om det er en dipol. I vannmolekylet er det polare kovalente bindinger mellom atomene. I hver av de to H-O bindingene i vannmolekylet er det felles elektronparet skjøvet over mot O-atomet. O-atomet får dermed en svak negativ ladning. Hver at de to H-atomene får en svak positiv ladning. Fordi vannmolekylet er vinklet, og at H-atomene strekker seg ned på hver sin side av O-atomet som står alene på minussiden, kan vi tenke oss at den positive ladningen er samlet mellom H-atomene. Vannmolekylset er dermed den dipol.

Stoff der molekylene er dipoler, er et polart stoff!

CO2 er et upolart molekyl, og er dermed ingen dipol, fordi begge O-atomene på hver sin side av C-atomet i midten, har en svak negativ ladning og C-atomet har en svak positiv ladning. Siden CO2 molekylet ligger på en rett linje, faller midtpunktet for både de positive og negative ladningene sammen på C-atomet i midten.

-SVAKE BINDINGER MELLOM MOLEKYLER.

Mellom molekyler virker det krefter, men de er svake. De sterke kovalente bindingene inne i et molekyl bestemmer molekylets form, mens de svake bindingene mellom molekylene bestemmer egenskaper som smelte-og kokepunkt, eller hvor lett stoffet løser seg i vann.

De svake bindingene er dipolbindinger og hydrogenbindinger.

-Dipolbindinger mellom polare molekyler.

Mange forbindelser består av molekyler som er dipoler. HCl er er eksempel på en slik forbindelse. Fordi molekylene er dipoler vil den positive delen av et molekyl bli trukket mot den negtive delen av et annet molekyl. Mellom to molekyler i stoffet virker svake tiltrekkende krefter som kalles dipolbindinger. Dipolbindingene bestemmer hvordan molekylene blir pakket sammen i et stoff eller en væske, men ikke i gass fordi det er langt mellom molekylene.

-Dipolbindinger mellom upolare molekyl.

Også mellom upolare molekyler som Br2 i flytende brom oppstår det en form for dipolbindinger. Det skyldes av elektronene er i stadig bevegelse, og at det i et gitt øyeblikk er elektronskyen ujevnt fordelt rundt atomkjernene. Vi tenker oss at det da er flere elektroner på den ene siden av molekylet enn den andre. Molekylet har da et lite øyeblikk en positiv og en negativ del, og er den dipol. Denne midlertidige dipolen kan så påvirke et upolart nabomolekyl, og forskyve elektronene i det slik at det også blir midlertidig dipol.

På denne måten kan det bli dannet dipolbindinger mellom molekylene. Bindingene mellom slike midlertidige dipler er meget svake, men bindingene blir sterkere jo flere atomer det er i hvert molekyl. Flere atomer i molekylet betyr at det er flere elektroner som kan påvirke ladningsforskyvning i molekylet.

Halogene(gr.17)har mange elektroner i det ytterste skallet, og disse gassene har høye kokepunkter for i par får de mange elektroner og får sterkere bindinger mellom molekylene. Edelgassene(gr.18)består av enkeltatomer, og har lave kokepunkt.

-Hydrogenbinding.

Vann(H2O)har et høyt kokepunkt(100grader celsius), og det skyldes hydrogenbindingene. Hydrogenatomene er svært små slik at vannmolekylene kommer svært nær hverandre. Dessuten har O-atomet i et vannmolekyl ledige elektronpar som H-atomet i andre vannmolekylser kan tiltrekkes av. På denne måten dannes en binding mellom molekylene, og det er hydrogenbinding.

Hydrogenbinding dannse også når det H-atom på et N-atom som også er et lite og sterkt elektronegativt atom.

En hydrogenbinding er den sterkeste av de svake bindingene, og det kreves mer energi for å bryte en hydrogenbinding enn å bryte en dipolbinding.

Både i is og i vann er hvert vannmolekyl bundet til fire andre vannmolekyler med hydrogenbinding. Først i vanndamp en vannmolekylene frie, og det skjer ved kokepunktet. I andre polare stoffer er det svakere dipolbindinger som må brytes, og disse koker ved lavere temperaturer.

Hydrogenbinding finnes ikke bare mellom like molekyler i vann, men det finnes også mellom ulike molekyler sånn som H2O(vann) og C2H5OH(etanol).

-EGENSKAPER TIL STOFFER SOM ER BYGD OPP AV MOLEKYLER.

Et stoff som består av molekyler har mye lavere smelte og kokepunkt enn metaller og ioneforbindelser. Det er fordi bindingene mellom molelylene er svake, og ved romtemperatur er disse stoffene i gass eller væskeform.

Noen stoffer med små molekyler har realtivt høyt koke og smeltepunkt, og det gjelder stoffene med hydrogenbinding mellom molekylene som H2O, HF og NH3.

Stoffer som består av molekyler leder ikke elektrisk strøm hverken som fast stoff eller væske. Det er fordi de hverken er bygd opp av ioner eller har frie elektroner som går mellom molekylene.

Upolare stoffer som olje og fett er lite vannløselige, mens polare stoffer som vann er gode løsemiddel for andre stoffer som er dipoler eller har polare grupper i molekylene. Vann løse derfor både etanol, ammoniakk og urea

Likt løse likt, polare løsemidler løse polare stoffer, og upolare løsemidler løser upolare stoffer.

OPPBYGNING OG EGENSKAPER TIL NETTVERKSSTOFFER.

Diamant©, grafitt© og kvarts(SiO2) er eksempler på nettverksstoffer. De er bygget opp av svært mange atomer bundet sammen i et fast nettverk. Både diamant og grafitt er bygget opp av karbonatomer©, men egenskapene til disse to stoffene er ganske ulike pga binding og struktur.

I diamant er hver C-atom bundet til 4 andre C-atom i en romlig struktur med kovalente bindinger mellom atomene. Denne strukturen gjør diamant ekstra hardt og den smelter ikke før ved 3000 grader celsius og leder ikke strøm.

I grafitt ligger C-atomene i paralelle lag, og hvert C-atom i et lag har 3 av de 4 elektronene kovalente bindinger med 3 naboatomer, mens det fjerde ytterelektronet fra hvert C-atom danner en elektronsky over og under laget som gjør at grafitt leder strøm på samme måte som metaller. Grafitt benyttes derfor som elektrode i industrien og i batterier. Grafitt er dessuten stabilt opp mot 3000 grader celsius og er billig. Fordi bindingene mellom lagene er så svake, kan lagene gli i forhold til hverandre, derfor blir grafitt brukt som smøremiddel og i blyanter.

Fulleren er en annen form for karbon oppdaget på 80-tallet, og et rørformet fulleren (nanorør) kan brukes i teknologien og medisinen.

Silisium finnes overalt på jorden, men finnes ikke fritt. Det finnes i sand, og rent silisium fremstilles ved å varme opp kvartssand(SiO2).

Kvarts(SiO2): Silisium står rett under karbon i periodesystemet i gr.14, og de har like mange ytterelektroner. VI kan forvente at kvarts har de samme egenskapene som CO2, , men de ha forskjellige smeltepunkt. Forskjellen kommer av ulike bindingsforhold.

[Surriball]

Oi, du har skrevet et kjempelangt innlegg!

Det jeg la merke til:

Stoffer er bygd opp av partikler som atomer, ioner og molekyler.

Dette blir litt feil. Vi kan heller si det slik:

Alt i universet er satt sammen av atomer, grunnstoffer. Ioner er atomer med enten positiv ladning (de mangler noen elektroner i ytterste skall) eller negativ ladning (de har noen ekstra). Om de mangler elektroner eller har noen ekstra kan du se på hvor mange protoner det er i kjernen, atomnummeret. Molekyler er to eller flere atomer som har bundet seg sammen til en forbindelse.

Eksempel på enkeltatomer: Helium, He, eller gull, Au.

Eksempel på ioner: Cu²⁺, H⁺, Cl^-

Eksempel på molekyler: NH₃, H₂, H₂O

Smeltepunktet nedover i en gruppe avtar fordi de større ionene ikke holdes så godt sammen av av ytterelektronene. Skjønte ikke hva de mente med de større elektronene?

Når de sier nedover i gruppa mener de nedover i periodesystemet. Det er nemlig slik at jo lenger ned i periodesystemet du kommer, jo større blir atomene, eller ionene om du vil. Ikke elektronene.

Grunnen til dette kommer av at når det er mange elektroner som svirrer rundt en kjerne, så blir elektronene løsere bundet til atomkjernen jo lenger ut du kommer. Den effekten kalles skjerming, men det er egentlig ikke noe du trenger å kunne til prøven.

I HCl er det Cl som trekker mest og får en svak negativ ladning.

Elektronegativitet er, kort fortalt, et mål på hvor glad et grunnstoff er i elektronene sine. Jo mer elektronegativ, jo gladere er grunnstoffet i elektroner og trekker dem mer til seg.

Også mellom upolare molekyler som Br2 i flytende brom oppstår det en form for dipolbindinger.

Du kan se på det som midlertidige dipoler som flytter på seg hele tiden.

Et stoff som består av molekyler har mye lavere smelte og kokepunkt enn metaller og ioneforbindelser. Det er fordi bindingene mellom molelylene er svake, og ved romtemperatur er disse stoffene i gass eller væskeform.

Dette synes jeg er uklart. Det som egentlig menes er egenskaper til stoffer som ikke er i krystallform. Eller nettverksstoffer som jeg ser læreboka di har kalt det.

Ellers syns jeg det meste ser rett og godt forklart ut!

[AnonymBruker]

Tusen takk for at du gadd å lese - og dette her var bare ett kapittel om bindinger!!!

Men om jeg kommer opp i dette emnet på kjemieksamen, hvordan skal jeg begynne da?

Skal jeg begynne med å fortelle at alle stoffer er bygget opp av atomer, ioner og molekyler, og at det er krefter som virker og holder sammen atomer, ioner og molelyker, og at disse kreftene heter bindinger, og at hvor mye energi du må bruke på å bryte en binding er et mål for styrken på bindingen?

Skal jeg videre fortelle om de tre sterke bindingene som er metallbinding i ioner, ionebinding i salter og kovalent binding mellom atomer, og om de to svake bindingen som er mellom molekyler, nemlig dipolbinding og hydrogenbinding? Og fortelle om egenskapene, oppbygningene og smelte og kokepunktene?

Skal jeg avslutte med å fortelle om nettverksstoff som diamant, grafitt, fulleren og kvarts?

Jeg føler at alt er rot og og at jeg ikke har kontroll på dette, for alt er så uoversiktelig. Føler jeg ikke husker noenting, og trenger struktur i stoffer.

Skal jeg bare skrive ned punkter som at:

Metallbinding:

-er den sterkeste bindingen mellom metallatomer/ioner?

-har få ytterelektron som gjør at de leder strøm og varme godt

-holdes sammen av krefter som virker mellom ionene og de frie ytterelektronene

-har svært høye koke og smeltepunkt

-jo flere elektroner, jo høyere koke og smeltepunkt

-legering er blanding av et metall og et annet grunnstoff, (jern og karbon)

?

[Surriball]

Ja, du kan godt gjøre det sånn. Jeg synes du har god oversikt, jeg. Det er mye jeg ville formulert annerledes enn læreboka di, men jeg har hatt mye kjemi på universitetet og husker ikke helt hvordan det var når jeg hadde kjemi 1 (2kj) selv. På eksamen er det vel bare å skrive det slik som du har forstått det, og Det er alltid lurt å tegne figurer for å illustrere det som skjer.

Det du kan si om ulike krystallstrukturer (nettverksstoffer) er at grafitt, diamant og fullerener er alle satt sammen av rent karbon, men at de er bundet sammen på ulikt vis.

Men ja, jeg syns du har skrevet bra, du trenger ikke bekymre deg