Hei, i denne filmen skal vi jobbe litt videre med de sterke bindingene mellom atomene, og vi skal se på det som kalles for en kovalent binding. Det oppstår når to ikke-metaller binder seg sammen til et molekyl. Det er da vi får det vi kaller for et molekyl, det er når to ikke-metaller binder seg sammen.
Eksempel, klor. Klor har syv valenselektroner, ytterrelektroner. Og det har også naboklore. Det ser ut som to u av det her, men det er altså CL, stor CL, liten l.
Jeg prøver å tegne. Og disse deler da på elektronene i midten for å få oppfylt loktettveggene begge to. Da deler de her to elektronene, som blir da bindingselektroner, og vi skriver det ofte med en strek.
Og da utelater vi ofte de andre yttre elektronene også. Lignende blir det med oksygen. Oksygen har seks elektroner i ytterste skall.
Disse trenger å låne ut to elektroner hos nabo-oksygenet for å danne binding, og da får vi dannet en dobbeltbinding. Da er det altså to elektroner i hver strek, tilsammen fire bindings-elektroner. Så disse her kalles for bindings-elektroner, og disse her kalles for ledige elektronpar, eller frie elektronpar. Nitrogen har fem elektroner i ytterste skall. Det trenger å låne ut tre elektroner for å oppfylle toktettregelen, men det får det å låne ut hos nabo-nitrogener også, som da dele til tre elektroner hver, til sammen er det seks elektroner som ingår som bindingselektroner, og vi får dannet en trippelbinding.
Når vi har en forbindelse som HCl, så har hydrogen et valenselektron, klor har syv, da vil de gjerne dele de her elektronene, slik at hydrogen får to elektroner i ytterste skall, og oppfylt oktettregelen. og klor for 8 elektroner og for oppfyllt loktetregelen. Da skriver det ofte som en H-CL.
Vann, når den dannes, så er det oksygen som da har 6 yttre elektroner, og den mangler 2 elektroner, og det kan en låne fra 2 forskjellige hydrogenatomer. Sånn at det ene hydrogenatomet låner 1 elektron for oksygen, og det andre låner 1 elektron for oksygen. Så for oksygen lånt, To elektroner fra to forskjellige hydrogenatomer. Og da har oksygen oppfylt loktetregelen, og hydrogen har gjort det. Og da får vi dannet H2O-vann.
Ammoniak bindes litt likens. Nitrogen har fortsatt tre varneenselektroner. Nei, unnskyld.
Fem varneenselektroner, og mangler tre. Så den kan binde til seg tre hydrogener, for de kan donere ett elektron hver. Ett her, ett her.
og et her. Så da får det ene hydrogenet bunne seg til med en elektronparbinding til nitrogen der, en annen der og en tredje der. Og så har vi et ledig elektronpar eller fritt elektronpar på nitrogen. Og da har vi fordannet den forbindelsen som heter ammoniak NH3.
Vi skal se litt mer på forskjellen på polar og upolar kovalentbinding. Vi har jo snakket tidligere om denne elektronegativitetsverdien. Og hvis forskjellig elektronegativitet er større enn 1,7, så er det en jonebinding, og det så vi på her tidligere. Da har vi et salt, da er det et metall og et ikke-metall som binder seg sammen.
Men nå skal vi på en måte se på skalaen hvor forskjellig elektronegativitet er mindre enn 1,7. Da har vi en kovalent binding, men hvor polar er den? Da begynner vi med klorgass, Cl2. Klor har en elektronegativitetsverdi på 3,2. Men siden vi har to helt like atomer, så er forskjellen i elektronegativitet null.
Derfor er dette en helt upolarbinding. Elektronene flytter seg ikke nærmere det ene kloret enn det andre. De ligger relativt midt mellom.
Så har vi metan. Karbon har en elektronegativitet på 2,6, hydrogen på 2,2. Så forskjellen i elektronegativitet er på cirka 0,4, og da er den mindre enn 0,5.
Vi ser at det er en liten ladningsforsyning. Karbon trekker litt mer på elektronene enn hydrogen gjør, så det er en ørliten ladningsforsyning her. Men det er for liten tid at vi kaller det for en polar kovalent binding.
Det er fortsatt en upolar kovalent binding. I HCl så har du hydrogen som er på 2,2 og klor som er på 3,2. Så forskjellen mellom hydrogen og klor er på 1,0.
Og da ser vi at det trekker klor betraktelig mer på elektronene enn hydrogen gjør, så disse bindingselektronene vil være trukket mot kloratomet. Og da har vi en polarbinding. I vann så har oksygen 3,1. Ja, 3,4, oksygen 2,2. Forskjellen er altså 1,2.
Og da blir det en veldig polar binding. Da har vi kommet opp av her, da er vi halvvis opp mot jonebinding. Oksygen trekker mer på elektronene enn hydrogen gjør, så her får vi denne siden her blir negativt ladd, og så får vi jo egentlig det området rundt her som blir positivt siden.
Det skal vi snakke litt om straks. I ammoniak så trekker nitrogen 3,0 og hydrogen 2,2, så der er forskjellen 0,8, og da blir det også en polarbinding. Så det er rett og slett å se på elektronegativitetsverdien til det ene og det andre atomet, og se forskjellen på det. Nå så vi på bindinger, om bindinger var polar eller upolar.
Nå skal vi se på et molekyl, altså da ser vi ikke på enkelte bindinger mellom to atomer, men da ser vi på hele molekylet med alle atomene som er bunnet til. Og hvis et molekyl er upolart, så er det enten ingen forskjell i elektronegativitet, eller så er det helt symmetrisk. Vi skal se litt på det. Polare molekyler.
Må være usymmetrisk, eller være en åpenbar dipol. Vi skal se litt på det. Her har vi et molekyl som består av to atomer som trekker like mye på elektronene. Så dette er jo en helt upolar binding, og også molekylet er helt upolart.
Så denne var jo ganske så enkel. Her har vi en polar binding. Klor trekker mer på elektronene enn hydrogen gjør.
Så vi får en polar side og en upolar side. Da blir bindinga e-polar, men her blir også molekylet polart. Fordi vi bare har to atomer, så vi har en åpenbar ens negativ og en positiv side av atomet.
I karbondioksid trekker oksygenet mer på elektronene enn karbon gjør, så vi har en polar binding mellom oksygen og karbon der, og vi har en polar binding mellom... oksygen og karbon her. Så den bindingen er polar, og den bindingen er polar. Men molekylet er helt upolart, for senteret av de negative bindingene er jo midt i det positive. Så det her er et symmetrisk molekyl, og da blir på en måte det positive og negative polen på samme plass, og da blir selve molekylet upolart.
I vann så Så er jo dette et vinkler. Oksygen har seks yttre elektroner, så når det dannes vann, så vil det ha to ledige elektronpar her. Det fører til at molekylet blir såkalt vinklet. Det er altså ikke symmetrisk.
Og det betyr at vi vil få en negativ side rundt oksygenatomet, rundt elektronene på oksygenatomet, og så får vi en positiv side rundt hydrogenene. Forskjellen i elektroner... i elektronegativitet mellom oksygen og hydrogen er 1,2.
Så bindingen oksygen-hydrogen er polar, og molekylet H2O er polart. På ammoniak ser vi litt det samme. Vi har ledige elektronpar her, som gjør at hydrogenen peker litt nedover.
De ligger ikke i samme plan som nitrogen i hvert fall. Nytrogen trekker mer på elektronene, så også her får vi en negativ side. rundt nitrogenet, og en positiv pol rundt de tre hydrogenene. Så også her opplever vi at vi har en polarbinding og et polart molekyl.
Så bindingene ser vi bare på nitrogenet og det ene hydrogenet. Når vi ser på molekylet, så ser vi på hele enheten NH3. Navnsetting av molekyler. Første grunnstoff for norsk navn. Andre grunnstoff får forkortet ordstammet, og så avslutter vi med id.
Og så må vi normalt angi antall atomer hver type, men bruk ikke ordet mono. Når tallord og andre grunnstoff har felles vokal forkortet, den er litt vanskelig i regelen der. CO2. Det består av ett karbon og to oksygen.
Da er det karbondioxid. CO, da har vi en av hver, da er det karbonmonoksid. Her kunne vi jo sagt monokarbonmonoksid, men det er jo litt unaturlig, så derfor bruker vi ikke mono på første grunnstoff. Og så sier vi at det blir ikke monoksid, men det blir monoksid, som dere ser den. Så det er det her når tallord og andre grunnstoff har felles vokal for kortesten, der den slår inn.
1-nitrogen, 1-oksigen, det blir det nitrogenmonoksid. Dette blir nitrogendioxid. Dette blir dinitrogenpentauksid, eller pentoksid.
Begge deler kan brukes. Nitrogen trifluorid. Svåvel, heksafluorid, nitrogen, trihydrid, også kalt ammoniak, karbondisulfid.
Ja, det var egentlig det vi skulle se på om molekyler. Og så har vi den siste sterke bindingen som heter metallbinding. Metallet har få yttre elektroner.
Og den får oppfylt oktettregelen ved å dele alle yttrelektronene med så mange atomer som mulig. Disse yttrelektronene blir da fordelt i en slags elektronsjø, hvor disse elektronene er delokalisert. Det betyr at de ikke er knyttet opp mot ett enkelt atom, men de flyter litt rundt flere.
Så vi kan si det at det er de positivt ladde atomkjernene som ligger tett i tett i en sjø av yttrelektroner. Sånn kan det se ut. Den positive kjernen her, det er altså kjernen av metallatomet, inkludert alle elektronskallene som ikke er ytterskall. Så de ledige elektronene er bare ytter-elektronene.
Og da ser vi at de er litt spredd rundt omkring. Altså i denne figuren så ser det ut som det er et ytter-elektron til hvert atom. Men den blir jo ikke liggende der.
Når metallet har dannet seg, så flyttes de elektronene her. og de driver på å sveve rundt sånn her som en sjø. Så det kan være der og der og der og der, så det er ingen regel på hvor de er hen, de elektronene. Ja, det er egentlig det metallbindingen går ut på.
Disse elektronene kan da flyttes, de er i bevegelse hele tiden, som gir en del metalleffekter. som vi kommer tilbake til litt senere. Yes, jeg tror det var alt.
Det var alt. Da avslutter det delkapitlet om sterkebindinger, som da består av jonebindinger mellom metall og ikke-metall, kovalentbinding mellom ikke-metaller, og metallbinding internt i nettmetall. Ok, takk for nå!