Presentation laddar. Vänta.

Presentation laddar. Vänta.

Kemiska bindningar Medicinsk Teknik KTH Biologisk kemi Vt 2010 Märit Karls.

Liknande presentationer


En presentation över ämnet: "Kemiska bindningar Medicinsk Teknik KTH Biologisk kemi Vt 2010 Märit Karls."— Presentationens avskrift:

1 Kemiska bindningar Medicinsk Teknik KTH Biologisk kemi Vt 2010 Märit Karls

2 Kemiska bindningar Kap.4 Jonbindning Varför bildas en jonbindning? Formulera med egna ord! Vad kallas föreningar med jonbindning? Kovalent bindning (elektronparsbindning) Varför bildas en kovalent bindning? Formulera med egna ord! Vad kallas föreningar med kovalenta bindningar? Intermolekylära krafter Varför är is hårt? Varför kan jag stoppa ett finger i ett vattenglas? Varför flyttar sig luften när jag går?

3 Lewis struktur ett sätt att hålla reda på valenselektroner Skriv atomsymbolen Räkna antalet valenselektroner Tänk dig en box som rymmer 2 e - på varje sida Fyll på valenselektroner i boxarna enl ”bussprincipen” s. 89 Cl

4 NaCl, natriumklorid En e - från Na flyttar till Cl. Bägge uppfyller oktettregeln Na blir Na +, en katjon Cl blir Cl -, en anjon NaCl = koksalt, men alla jonföreningar kallas salter

5 Jonbindning Bildas mellan Metall och Icke-metall pga Metall vill förlora e - –Bildar katjon –Tomt valensskal Icke-metall vill få mer e - –Bildar anjon –Fullt valensskal Mellan katjon och anjon bildas elektrostatisk attraktion- jonbindning Se fig. 4.1 s. 77

6 Jonstorlek Positiva joner; –Katjoner –mindre än atomen Negativa joner; –Anjoner –större än atomen Förklara varför Fig. 4.2 s. 81 Na Na + Cl Cl - Träna på denna länk!

7 Exempel på jonföreningar Vilka laddningar får jonerna nedan? Katjoner:NaMgAl Anjoner:ClON Pussla ihop jonerna till jonföreningar Na ClMg ClAl Cl Na OMg OAl O Na NMg N Titta på reaktionen

8 Symboler för jonföreningar Summan av laddningarna skall vara noll CaCl 2 Katjone n först! Antal atomer

9 Namngivning Katjon först, -id sist! –Natriumklorid –Magnesiumbromid –Aluminiumoxid –Magnesiumnitrid

10 Kovalent bindning Ex. två väteatomer –Fig. 4.3 s. 87 Ingen av atomerna : –vill ge bort e - –är stark nog att dra till sig en e - från den andra Lösning: –Dela på ett elektronpar Typiskt för icke-metaller H H strukturformel H 2 summaformel

11 Jämför kovalent/jon-bindning Titta på Graphics Gallery!

12 Jämför joner/molekyler fig. s. 75 Kallas ett salt Egenskaper?

13 Oktettregeln Holum s. 82 –The atoms of the reactive representative elements tend to undergo those chemical reactions that most directly give them electron configurations of the nearest noble gas. –Atomer av representative grundämnen tenderar att genomgå sådana kemiska reaktioner som på enklaste sätt ger dem en elektronfördelning som motsvarar elektronfördelningen för närmaste ädelgas. – Formulera med egna ord!

14 Kovalens Hur många elektroner saknar atomerna för att uppnå full oktett? Hur många kovalenta bindningar kommer de att ha i en molekyl? Se tab. 4.2 s. 93

15 Kolatomens bindningar Kolatomen kan ha 4 kovalenta bindningar Varför finns inga koljoner?

16 Exempel på molekyler H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2 H 2 O, NH 3, CO 2, CCl 4 NO, N 2 O, NO 2 Namn? Strukturformler? Hur sitter atomerna ihop? Nobelpris 1998 Ignarro m fl upptäckter rörande kväveoxid som en signalmolekyl i hjärt-kärlsystemet"

17 Lewis struktur för molekyler s. 91 Holum –Att lära sig skriva Lewisstrukturer är ett sätt att få bättre känsla för var elektronerna befinner sig i en molekyl. –Det är nödvändigt när man studerar kemi, eftersom kemiska reaktioner innebär att valenselektroner byter plats när bindningar bryts och nya bildas –Hjälpmedel för att förutsäga strukturformler

18

19 Enkelbindning Skriv Lewisstrukturer för –H 2 –CH 4 –F 2 Kontrollera att oktettregeln är uppfylld

20 Ammoniak Obs! ett fritt elektronpar på kväveatomen

21 Koldioxid Gå igenom Ex s. 102 Holum Kontrollera resultatet på två sätt! –A) Har alla atomer full oktett? Räkna alla elektroner som omger en atom –B) Bokför elektroner runt varje atom. Räkna varje elektron bara en gång (formal charge) Hur många elektroner får C-atomen? Hur många elektroner får O-atomen?

22 Dubbelbindning! Fig. s. 93 Varje atom omges av 8 elektroner (oktettregeln uppfylld) Kol får 4 egna elektroner, syre får 6 egna elektroner, Stämmer med grupp i periodiska systemet = valenselektroner Dvs neutrala, ingen laddning, oladdad molekyl

23 Joner kan bestå av flera atomer En grupp atomer som binds ihop med kovalenta bindningar kan ha överskott eller underskott på elektroner, dvs vara laddade joner Ex. NH 4 + ammoniumjon NO 3 - nitratjon SO 4 2- sulfatjon (löst ex s. 103) OH - hydroxidjon CO 3 2- karbonatjon PO 4 3- fosfatjon Tab. 4.3 s. 98

24 Vanliga joner i blod och celler –HCO 3 - bikarbonat –H 2 PO 4 - divätefosfat Fig s. 647 Skriv Lewisstrukturer för:

25 Kolatomens bindningar C-H vanligast Andra atomer som kolatomen gärna binder: HONSP Extremfallet: Diamant, bara kolatomer med kovalenta bindningar Varför blir molekylformen tetrahedral?

26 Varför blir vattenmolekylen vinklad?

27 Elektronmolnen bildar tetraedrar OBS! Fria elektronpar N har 1 par –NH 3 pyramidal O har 2 par –H 2 O vinklad Titta på animering! Se även Fig. 4.6 s. 106

28 Intramolekylära bindningar Atomer hålls ihop av elektrostatiska krafter mellan ……protoner och …….elektroner Joner hålls ihop av elektrostatiska krafter mellan ……..joner och ……..joner En molekyl hålls ihop av ………………… men finns det krafter mellan molekyler?

29 Intramolekylära Intermolekylära krafterkrafter Krafter som håller ihop atomer inom molekyler dvs bindningar Attraktion mellan molekyler, avgör om ämnet är fast, flytande eller gasformigt

30 Vad händer när vatten kokar? Titta på när vatten kokar!

31 Polära kovalenta bindningar elektronerna delas inte rättvist Om atomerna har olika förmåga att attrahera elektronerna i den kovalenta bindningen, bildas en delvis positiv pol och en delvis negativ pol Molekylen kan bli en dipol H F Polär kovalent bindning δ+δ+ δ -

32 Jämför olika bindningar Hur kan man avgöra om bindningen är polär eller opolär?

33 Elektronegativitet förmåga att attrahera det gemensamma elektronparet i en kovalent bindning Hur förändras elektronegativitet inom en period? Hur förändras elektronegativitet inom en grupp? H C N O

34 Polär eller opolär bindning? Om skillnad i elektronegativitet mellan atomerna är – ›1,7övervägande jonbindning – 0,5-1,7polär kovalent bindning – 0-0,5övervägande opolär kovalent bindning

35 Polära molekyler- dipoler CH 4 ej dipol CCl 4 ej dipol!!?? CH 3 Cldipol CH 2 Cl 2 dipol CHCl 3 dipol H 2 Odipol Tack och lov!!! Varför?????? Tips! Titta på kolatomens bindningar fig. 4.7 s.107 och Ex s. 110 Practice exercise 20 s.111! Se bild Elektronmoln bildar tetraedrar Fundera på: NH 3 ? CO 2 ?

36 Jon-dipolbindning Exempel –upplösning av ett salt i vatten Annat exempel –I Hb binder fyra Fe 2+ joner varsin syrgasmolekyl. Syremolekylen blir en inducerad dipol Fig 7.2 s. 181 Titta på animering!: ormation.swf

37 Dipol-dipol bindning Elektrostatisk attraktion mellan polära molekyler (dipoler) Viktigt exempel på dipol-dipolbindning är hydratisering av polära molekyler (upplösning i vatten) Titta på animering!

38 Vätebindningar I molekyler med bindning mellan väteatom H och –Fluoratom F –Syreatom O –Kväveatom N bildas en starkt polär kovalent bindning, den är orsak till att vätebindningar kan bildas H blir ”elektronfattigt”, kan attraheras av fritt elektronpar på atomer i andra molekyler Fig. 7.5 s. 188 Markera vätebindning i fig.!

39 Vätebindning OBS! Vätebindning är en bindning mellan molekyler Fig. 6.9 s.168 Titta på: ml Vattenmolekyl kan både donera och acceptera vätebindningar Markera i fig.

40 Vattnets egenskaper Max densitet vid + 4 ºC –Is flyter på vatten Hög kokpunkt –Vätska vid rumstemperatur Hög ytspänning –regndroppar Hög värmekapacitet –Utjämnar värme Lösningsmedel för joner och polära molekyler Tack och lov för vätebindningar!

41 Löslighet Den maximala mängd av ett ämne som kan lösas i ett givet lösningsmedel Byter ut intermolekylära bindningar i ämnet resp i lösningsmedlet mot nya bindningar mellan ämnet och lösningsmedlet Beror på de intermolekylära krafterna i ämnet Titta på bilderna –Dipol-dipol bindning –Jon-dipolbindning ”Lika löser lika” Hydrofil = Hydrofob =

42 Dessa krafter skall bytas ut

43 Nya krafter mellan löst ämne- lösningsmedel I detta fall: hydratisering, upplösning i vatten

44 Hydrofob interaktion Borde kallas hydrofob uteslutning

45 Men finns det krafter mellan opolära molekyler?? Ja. Kvävgas består av N 2 -molekyler Vid låg temperatur bildas flytande kväve Tyder på att det finns krafter mellan kväve- molekylerna

46 London dispersionskrafter Polarisering av elektronmoln (elektroner förskjuts till ena sidan) ger en tillfällig (temporär) dipol Attraktion mellan till- fälliga dipoler kallas London dispersion forces (van der Waalskrafter) Ju större elektronmoln desto lättare bildas dipol Fig. 6.5 s. 161 Varför bildas dessa krafter? Titta på länken!

47 Inducerade dipoler

48 Varför har Neon lägre kp än Xenon? För att neon har lägre massa? Inte fel, men ingen bra förklaring. Förklara varför det blir svagare elektrostatisk attraktion mellan neon- molekyler!

49 Jmf joner/ kovalenta föreningar Jonföreningar –salter Jonerna hålls ihop av stark elektrostatisk attraktion Existerar som ett tredimensionellt nätverk av joner Hög smp och kp Fasta vid rumstemp. Kovalenta föreningar –molekyler Molekylerna hålls ihop av relativt svaga krafter Relativt låg smp och kp Finns både som fast fas, vätska och gas Se bild 12 ”jmf joner och molekyler”

50 Intramolekylära krafter Sammanfattning Bindningar mellan atomer i joner/molekyler Starka bindningar: –Jonbindning kJ/mol –Kovalent bindning kJ/mol Ex. för att sönderdela vatten (bryta bindningar mellan syre och väte atomerna) krävs 1000 º C Bryts/bildas vid kemiska reaktioner Förklarar kemiska egenskaper –Vilka ämnen som reagerar med varandra

51 Intermolekylära krafter Attraktioner mellan molekyler och joner Beror på bindningar inom molekylen Svagare än intramolekylära krafter 1-30 kJ/mol Påverkar strukturen av proteiner, DNA mm Förklarar fysikaliska egenskaper –Löslighet –Smältpunkt –Kokpunkt Vanlig tentafråga: jmf olika organiska föreningar, förklara skillnader i löslighet eller kokpunkt

52 När har intermolekylära krafter betydelse? Löslighet Smältpunkt, kokpunkt Sekundärstruktur hos proteiner Tertiärstruktur hos proteiner Attraktion mellan enzym och substrat Attraktion mellan strängarna i DNA

53 Enzym + substrat

54 Hb får sin form tack vare intermolekylära attraktioner.

55 Kokpunkter Vid kokning bryts inter- molekylära bindingar Ju starkare bindning desto högre kp Varför har H 2 O, NH 3 och HF så höga kokpunkter? Fig. 6.8 s. 167

56 Tentafrågor Kemisk bindning 3. (4p) a) Vad betyder begreppet elektronegativitet? b) Beskriv hur och förklara varför elektronegativiteten ändras inom en period. c) Beskriv hur och förklara varför elektronegativiteten ändras inom en grupp.

57 4. (1p)Markera vilka två påståenden som är korrekta a) Alla föreningar med polära kovalenta bindningar är dipoler b) Föreningar som endast har opolära bindningar kan inte vara dipoler c) Ammoniak är exempel på en dipol d) Koldioxid är exempel på en dipol

58 5. (1p)Hos vilken av nedanstående föreningar har man de mest polära kovalenta bindningarna inom molekylen? a) CH 4 b) CCl 4 c) H 2 S d) HCl e) HBr

59 6. (2p)Vad kallas bindningarna som bryts när man: a) smälter is b) smälter kristaller av ren jod, I 2 c) löser bordsalt i vatten d) destillerar (dvs kokar) etanol

60 7. (2p)Rita Lewisstruktur för a) NH 3 b) OH -

61 Konfucius ( f kr) Bär varje dag en hink grus till samma ställe och du kan bygga ett berg


Ladda ner ppt "Kemiska bindningar Medicinsk Teknik KTH Biologisk kemi Vt 2010 Märit Karls."

Liknande presentationer


Google-annonser