Kemisk bindning

För att ett ämne skall kunna koka, behöver bindningarna som finns brytas. Så börja med att titta på vilka bindningar som finns, och hur många de är för de olika ämnena du har. För vilket ämne krävs det mest energi för att bryta bindningarna, så att ämnet kan övergå från vätska till gas?
 

Det som avgör molekyl föreningars smält/kokpunkt är styrkan av de intermolekylära bindningar. Det som avgör kokpunkten/ smältpunkten av jonföreningar är styrkan av jonbindningar. Ett konkret exempel är vattnets höga kok/ smältpunkt

En smältpunkt för ett fast ämne är den temperatur vid vilken den första kristallen börjar smälta till den temperatur vid vilken den sista kristallen försvinner. Således är smältpunkten (sp) faktiskt ett smältområde

Helium är en färglös och luktlös ädelgas. Ämnet har lägst kokpunkt av alla grundämnen, och endast vid högt tryck övergår det i fast form. Helium är också det näst vanligaste grundämnet i universum.

Intermolekylära bindningar är bindningar som existerar mellan molekyler. Detta kan även kallas för en intermolekylär kraft.

Typer av intermolekylära bindningar
Van der Waalsbindning (van der Waalskraft) − där temporära förändringar i elektronmolnen ger upphov till svaga dipol-dipol-interaktioner, och därmed attraktion.
Dipol-dipol-bindning − där permanenta dipoler attraherar varandra via svaga laddningsskillnader.
Vätebindning − En starkare variant av dipol-dipol-bindningen som kan uppstå när väte binder till F, O eller N.

Samspel mellan de olika intermolekylära krafterna
Av våra tre intermolekylära bindningar fungerar två av dem beroende på polaritet. Detta innebär att de två dipoler och ämnen som kan binda med vätebindningar interagerar bra och lätt löser sig i varandra. Ämnen med vätebindningar och ämnen med dipol-dipolbindningar (polära ämnen) löser sig oftast väl i varandra. Opolära ämnen (som binder enbart med hjälp av Van der Waalskrafter) interagerar väldigt dåligt med polära molekyler (dipoler och ämnen med förutsättningar för vätebindning).

Tack för svaret, förstår nu! :)

Van der Waalsbindning
Van der Waalsbindning (van der Waalskraft) är närvarande mellan alla atomer och molekyler. Van der Waalsbindning uppkommer på grund av temporära förändringar i elektronmolnet runt en atom eller molekyl, vilket temporärt gör den till en svag dipol. Elektronmolnet i närliggande atomer/molekyler förändras som ett svar på detta, vilket ger en kortvarig och svag attraktion mellan dem.

Hur fungerar Van der Waalsbindningar?
Runt alla molekyler och atomer finns ett så kallat elektronmoln. Elektronmolnet är de platser där atomens eller molekylens elektroner kan befinna sig. Elektronmoln är inte fasta, utan varierar med slumpen. Vid vissa tillfällen kommer elektronerna att befinna sig mer på en sida av atomen/molekylen. Denna sida blir då svagt negativt laddad på grund av ett överskott av elektroner. Den andra sidan blir på motsvarande sätt positivt laddad pga underskott av elektroner. Andra atomer/molekyler i närheten har sina egna elektronmoln som påverkas av sin omgivning. Om molekyl 1 har en temporärt negativ del riktad mot molekyl 2 kommer molekyl 2:s elektroner att undvika detta området, vilket då blir svagt positivt laddat, och en svag och temporär attraktion har skapats. En kort stund senare justeras elektronmolnen om, och interaktionen försvinner

Dipol-dipolbindning
En dipol är som vi tidigare nämnt en molekyl med en svag laddningsförskjutning. Eftersom dessa laddningsskillnader är permanenta kommer dipolerna att påverka varandra i mycket större omfattning än Van der Waalsbindningen. Om vi kollar på två dipoler som ligger intill varandra kommer de att orientera sig så att de dras mot varandra. Detta fenomen kallas för en dipol-dipolbindning, och är en intermolekylär kraft som är starkare än Van der Waalsbindningar, men svagare än vätebindningar. Ämnen med dipol-dipolbindning har en högre smält- och kokpunkt än vad opolära molekyler har, men lägre än vad ämnen med vätebindningar har.

Vätebindning
Förutsättningarna för en vätebindning uppstår då väte binder till fluor (F), syre (O) eller kväve (N).

Ett enkelt sätt att komma ihåg dessa på är: ”FON-regeln”. Väte måste binda till F, O eller N för att en vätebindning ska vara möjlig.

På grund av att fluor (F), syre (O) och kväve (N) är mycket elektronegativa, och vätet är väldigt svagt elektronegativt kommer elektronmolnet att vara starkt förskjutet från vätet. Vi har alltså skapat en mycket kraftig dipol.

Ett bra exempel på vätebindning är vatten. Där finns väte, som är bundet till syre. Vätet som är ganska positivt laddat kommer att orientera sig mot nästa vattenmolekyls syre, vars väte i sin tur orienterar sig mot nästa molekyls syre, osv. Ämnen med vätebindning har mycket högre smält- och kokpunkt än man kan förvänta sig för andra ämnen i samma storleksklass som inte har vätebindningar.

En vätebindning är en starkare version av dipol-dipolbindning som endast uppstår när ”FON-regeln” är uppfylld. Vätebindningen skapar med andra ord en starkare dipol, som ofta är stark nog att i någon mån lösa upp salter om ämnet i sig är flytande. Vätebindningar är viktigt för bland annat vattnets egenskaper, och att DNA-dubbelhelixen i våra celler ska hålla ihop.

Jonförening
När positiva och negativa joner kommer i kontakt med varandra attraheras de av varandra på grund av elektrostatiska krafter, och skapar en jonförening.

En jonförening (även kallat salt) är totalt sett oladdad, då de positiva och negativa laddningarna tar ut varandra om man ser på ämnet utifrån. Jonföreningen består av joner som ligger packade i ett regelbundet mönster som ser till att en enskild jon har så lite kontakt med lika laddade joner som möjligt.

Sättet man skriver en jonförening på är utan laddningsangivelser.
NaCl (natriumklorid = koksalt, består av jonerna Na+ och Cl−)
NaF (natriumfluorid = det man har i tandkräm, består av jonerna Na+ och F−)

För att identifiera att det är en jonförening kan man kolla på vilka ämnen som ingår i den kemiska formeln. Om det ingår en metall och en ickemetall är det för det mesta en jonförening man har att göra med. Detta gäller (generellt, men inte alltid) eftersom metaller ofta är väldigt elektropositiva (dvs. de har inte så mycket emot att avge elektroner) och icke-metaller ofta är väldigt elektronegativa (dvs. de tar gärna upp elektroner). Metaller bildar oftast positiva joner, och icke-metaller bildar oftast negativa joner.

Om man vill skriva ut laddningarna på de olika jonerna skriver man dem längst upp till höger om det kemiska tecknet. För natriumjonen gäller: Na+. Om vi tar kalciumjonen gäller: Ca2+. För kloridjonen: Cl−.

Joner och salter
En jon uppstår då elektroner avges från eller tas upp av en atom eller molekyl. Detta resulterar i att ämnet får en elektrisk laddning. De absolut enklaste exemplen på joner är atomjoner, vilka uppstår då en atom tar upp eller ger ifrån sig en eller flera elektroner för att nå ett fullt valensskal.

Joner som har ädelgasskal (8 elektroner i valensskalet) är ofta stabila. Detta innebär att atomer som finns i grupp 1 (alkalimetallerna), har en valenselektron de gärna donerar bort, och blir en envärt positiv jon. På samma vis fungerar atomerna i grupp 2 (alkaliska jordartsmetallerna), vilka har två valenselektroner de gärna donerar bort.

På andra sidan om det periodiska systemet har vi grupp 16 (syregruppen), vilka har 6 valenselektroner, och gärna tar upp två för att bli tvåvärt negativa joner. Grupp 17 (halogenerna) har 7 valenselektroner och tar upp en elektron för att bli envärt negativa joner.

Övergångsmetallerna (grupp 3-12) kan ibland skapa joner som inte nödvändigtvis har ett fullt valensskal, men ändå vara stabila. Detta beror på att oktettregeln (som vi beskriver i artikeln valenselektroner) inte är hela sanningen, utan en förenkling av ett koncept som kallas orbitaler, vilket vanligtvis inte gås igenom på gymnasiet.

Något som är värt att notera är att joner bara skapas om det finns ett ämne som kan lämna ifrån sig elektroner, och ett annat ämne som kan ta emot det. Utan dessa två komponenter kan jonföreningar inte skapas.

Bindningsstyrka hos salter
Alla salter har olika löslighetsgrad i vatten. Vanligt bordssalt (NaCl) kan man lösa väldigt mycket av i vatten, medan exempelvis silverklorid (AgCl) till synes inte alls löser sig i samma volym vatten.

Orsaken till att salter kan lösas olika mycket beror främst på tre faktorer:

1. Laddningsstorlek

Ju större laddning jonerna i saltet har, desto större kommer den attraktiva kraften mellan dem att vara. Ett salt som består av två joner som är tvåvärt laddade (exempelvis CaSO4) kommer att hålla ihop bättre än ett salt som består av två envärt laddade joner (exempelvis LiCl). Om laddningarna är olika stora på jonerna i saltet kommer dessa att hålla ihop sämre än om laddningarna hade varit precis lika stora.

2. Elektronegativitetsskillnad
Stor skillnad i elektronegativitet mellan de två jonerna i saltet gör att bindningen är överhängande av jonkaraktär.

Mindre skillnad i elektronegativitet mellan de två jonerna i saltet gör att bindningen är överhängande kovalent i sin karaktär.

En kovalent bindning är stabilare än en jonbindning i vatten, och därmed håller joner med mindre elektronegativitetsskillnad ihop bättre än de med stor elektronegativitetsskillnad.

Salter som består av joner med stor elektronegativitetsskillnad kan lösas i större grad än de med liten elektronegativitetsskillnad.

3. Skillnad i jonstorlek
Ju större skillnaden i storlek är mellan jonerna i saltet, desto sämre kommer de att hålla ihop. I den mindre jonen kommer laddningen att vara centrerad på en liten punkt, medan den stora jonen kommer att ha sin laddning mer utspridd. Detta gör att bindningen inte är lika stark, och saltet kan därför i större grad lösas i vatten.

Kokpunkten för ett ämne är den temperatur då ämnet
övergår från flytande form/vätska till gasform (ämnet kokar).
Fysikaliskt sett säger man att kokpunkten är den temperatur då
en vätskas ångtryck är lika stor som omgivningens tryck.