Heisann, velkommen til siste film i kapittel 1. Nå skal vi snakke om svakebindinger. Svakebindinger er altså bindinger mellom molekyler. Vi har i en tidligere film sett på de sterke bindinger som er mellom atomer. Men nå har vi kommet til det punkt at atomene har bunnet seg sammen, og så har vi... to ikke-metaller bunnet sammen, sånn at vi har et molekyl.
Og så ser vi på bindingene mellom disse molekylene. Disse bindingene kalles også for intermolekylære krefter. Når disse bindingene brytes, vil molekylene være intakt, men den fysiske tilstanden endres. Vi får en fasovergang.
Altså, det er når ting smelter, eller når det koker. Da går vi for overgang fra fast stoff til væske, eller fra væske til gass. Så det er disse bindinger som brytes når det skifter fase. Så molekylene er fortsatt i takt, men bindingene mellom molekylene blir brytt.
Typiske fasoverganger er altså for damping, altså når nakka koker. Kondensering, når nakka har vært i damp og går over til å bli flytende. Smelting, når nakka har vært frosen. og begynne å bli flyttenes.
Frysing når det har vært flyttenes og går over til å bli fast. Og sublimering. Det betyr at det går over fra å være fast form til å bli gass direkte. Hoppe over det trinnene med væske.
Vi har tre hovedtyper svakebindinger. Og den første av disse tre kan gjeldes inn i tre undertyper. De tre hovedtyperne er Fandrevaldspinning, hydrogenbinding og ion-dipolbinding.
Og van der Waals binding kan deles inn i dipolbinding, indusert dipolbinding eller midlertidig dipolbinding, og dipol-indusert dipolbinding. Vi skal gå gjennom alle disse her. Dipolbinding er mellom polare molekyler, for eksempel HCl og HCl. Da er det en binding mellom de her.
Indusert dipolbinding er mellom alle to molekyler, særlig de som, altså, Her har vi ingen direkte pol, de er helt upolare molekyler. De kan også skape en binding mellom hverandre. Dipolindusert dipolbinding, det er på en måte en blanding av de to første, det er mellom et upolart og et polart molekyl.
Hydrogenbinding skjer mellom hydrogen og oksygen, nitrogen eller fluor. Vi kommer tilbake til den. Og ion-dipolbinding. Det er mellom jona og dipola.
Det er typisk når et salt løser seg i vann. Fandrevaldspinning, den første av disse tre hovedtypene, oppstår på grunn av tiltrekning mellom to permanente dipola, eller to midlertidige dipola, eller en permanent og en midlertidig dipol. Type 1. hvor dipolbindingen oppstår mellom to molekyler som begge er permanente dipoler.
Saltsyre eller HCL er et eksempel. Det som skjer da er jo at klor trekker mer på elektronene enn hydrogen gjør, så dette er et polart molekyl. Det er en negativ side og en positiv side. Nabo-HCL vil jo ha akkurat samme egenskaper, og da får vi en tiltekningskraft mellom den negative siden på det ene, og den positive siden på den.
Ja, det er enkelt forklart. På type 2, hvor vi har en indusert dipolbinding, eller midlertidig dipolbinding, det oppstår mellom upolare molekyler eller mellom frittstående atomer. Her har vi to atomer av samme type. som nærmer seg hverandre.
Elektronene rundt disse atomene beveger seg hele tiden, og på et visst tidspunkt vil det midlertidig være forsøvet på den ene siden av molekyletatomet. De elektronene som er her, de svever rundt i vill fart, og på et eller annet tidspunkt vil det være flere elektroner på den ene siden enn på den andre siden. Da har vi en midlertidig dipol her. Det er jo ganske svake krefter det snakker om.
Men det er mildetidig. Men da vil jo elektronmangelen på denne siden påvirke elektronskyen på naboatomet. som også vil få tilsvarende forskyvning av elektronene.
Og da er dette en midlertidig dipol, eller en indusert dipol. Indusert betyr at den er på en måte fremkalt, og da får vi en tiltrekningskraft mellom den positive siden på det ene, og den negative siden på det andre. Så det begynner med at elektronene forskyver seg tilfeldig på det ene, og så påvirker det det andre, og så får vi tiltrekningskreftet.
Og jo større et upolart molekyl eller atom er, jo sterkere er kreftene mellom partiklene, fordi elektronskyen kan forskyve seg større. En tredje type vannevalgspinning er dipol. indusert dipol, eller midlertidig dipol, som er en slags mellomting av de to vi har nettopp gått gjennom. Og da har vi en permanent dipol som kan indusere en dipol, altså påvirke et upolart molekyl til å bli en dipol. Da har vi det upolare molekylet her, og så har vi den permanente dipolen her.
Når de kommer i nærheten av hverandre, så vil de her elektronene som her er forsøvet, vil påvirke den upolare partikkelen, sånn at den også blir en dipol, en indusert dipol eller en midlertidig dipol. Og da får vi tiltrekningskrefter mellom den negative siden på den permanente dipolen og den positive siden på den andre. Eller på andre siden.
Det kan jo skje på andre siden også at den positive siden av dette påvirker det upolare. Dette skaper en tiltrekning mellom de to molekylene. Da har vi snakket om alle de tre typene for revaldspillingbinding, som er permanent dipol, permanent dipol, indusert dipol, indusert dipol, og permanent dipol, indusert dipol.
Så skal vi snakke om hydrogenbinding, som er en veldig viktig bindingstype i naturen. For vanligvis er det sånn at kokepunktet for sammenlignbare molekyler øker med molekylstørrelsen. For eksempel, metan, eller CH4, har kokepunkt på minus 162. Silisiumhydrid, SIH4, silisium står rett under karbon i periodsystemet, så de har lik oppbygging, så utgangspunktet er forbindelsen ganske lik.
Og da ser vi at kokepunktet øker. fordi molekylet er blitt tyngre. Germanium står rett under silisium igjen, så GH4 har lignende egenskaper som CH4, og den har altså fått økt til minus 89, og så har vi tin som står rett under germanium igjen, SNH4, som har en kokepunkt på minus 52. Så da ser vi at jo tyngre molekylet er, jo mer øker kokepunktet. Høyre blir kokepunkt.
Vi ser dem her. Her har vi karbon, silisium, germanium og tin. Men for noen molekyler er kokepunktet et skyldig høyere enn man kunne forvente.
Der har vi en sammenligning på den serien vi nettopp har sett på. Det er CH4, CH4, GH4 og SNH4. Da ser vi en øke jevnt. Ikke linjært, men ikke så langt unna. Hvis vi sammenligner med gruppa til høyre, ammoniak, så ser vi at ammoniak har mye høyere kokkepunkt enn pH4, altså NH3, nei, pH4, NH3.
NH3 har mye høyere kokkepunkt enn pH3, som har lavere kokkepunkt enn ASH3, som er lavere enn SPH3. Så fra pH3 og oppover, så følger den vanlig. vanlige regler, men NH3 burde jo hatt mye lavere kokepunkt. Samme ser vi med H2O, som er neste gruppe.
H2O har mye høyere kokepunkt enn H2S, som har lavere kokepunkt enn H2SE, som er lavere enn H2TE. Så her øker trenden som man skal gjøre, men så er H2O mye høyere. Og samme med HF. HF er mye høyere enn HCL.
Hvr og hi, da er vi borte i gruppe 17 her, og den burde vært lavere. Og det skyldes rett og slett at disse tre forbindelsene her danner hydrogenbinding mellom molekylene. Disse tre her er spesielle.
Kun disse det reiser seg om når vi snakker om hydrogenbinding. NOF. Nitrogen, oksygen, fluor i kombinasjon med hydrogen.
For når disse forbindelsene dannes, enten det er NH3 eller H2O eller HF, så får vi ledige elektronpar på nitrogen, oksygen eller fluor. Og da er det lett å binde den til et annet molekyl av samme forbindelse. Det som er felles for disse tre atomene, nitrogen, oksygen og fluor, er at de er små, og de har høy elektronegativitet. Altså det ytterste skallet deres er skall nummer to. Og de har høy elektronegativitet, så de trekker.
mye på elektronene. Det betyr at avstanden fra ytter-elektronene til kjernen er liten, og da blir tiltrekningskraften veldig sterk. Så da ser vi det at da får vi en veldig sterk dipol her, med oksygen som trekker mye på elektronene og har ledige elektronpar, og så hydrogen som da mister.
elektronene sine, fordi de blir forsøvet mot oksygen. Da får vi en dipol her, og da får vi denne sterke tiltrekningskraften mellom, en kombinasjon vi må ha, er at vi har et hydrogen bunnet til en NOF, nitrogen-oksygen-fluor, og så er det en tiltrekning til en annen NOF, nitrogen-oksygen-fluor. Så da ser du at hydrogen kommer på en måte i, som i brun mellom to oksygener i dette tilfellet. Derfor kaller vi det hydrogenbinding, for hydrogen er essensielt i dette. Her har vi hvordan hydrogenbindingen skapes i vann.
Her har vi en annen figur av vann, hvor vi ser det samme. Vi får en hydrogenbinding mellom hydrogenet på et vannmolekyl og oksygenet, gjerne ledig elektronpar på oksygenet. Så hvert vannmolekyl kan denne fire hydrogenbindingen. Et til hvert ledige elektronpar, og et til hvert hydrogen. Her har vi en annen variant.
Her har vi guanin og sitosin, det er altså byggesteinene i DNA. Da har vi nitrogen bunnet av hydrogen, altså hydrogen er bunnet av nitrogen, som da skaper en tiltrekning til oksygenet på nabomolekylet. Her har vi nitrogen-hydrogen som skaper en tiltrekning til nitrogen igjen, og så har vi hydrogenbindinger til oksygen. Så ser vi at det må ikke være to av samme, det kan være en av de andre noffene også. Her har vi, jeg måtte finne en figur som viser fluor også.
Her har vi HF, hvor fluor trekker mye på elektronene og har ledige elektronpar, som blir veldig negativ, som da ... tiltrekker seg mot den positive hydrogenet. Her har vi en forbindelse som er en organisk forbindelse, men som har oksygen med ledde elektronpar, som da danner en hydrogenbinding til en av de her NOF-forbindelsene våre. Så her har vi fluor som binder seg til hydrogen. Hydrogen blir nok så positivt fordi et fluor trekker seg mye på elektronene, og da får vi en tiltrekningskraft, en hydrogenbinding til ledde elektronpar på oksygenet.
Yes. Hydrogenbinding er den sterkeste av de svake bindingene. Den aller sterkeste av de svake er derfor vi så de økningen i kokepunkt. Den aller siste vi skal snakke om er i ion-dipolbindingen. For en permanent dipol kan også ha en tiltrekning mot et ion.
Da vil en positivt ladd pol peke mot en negativt ladd ion, eller et ion som er positivt... Eller en negativt ladd pol på en positiv side. Her har vi et salt som løser seg i vann.
Her har vi vannmolekyler, og her har vi saltet. Når natriumklorid løser seg opp i salt, så vil hvert av jonaen bli pakket inn av vannmolekyler. Her ser vi at den negative siden av vannmolekylet peker mot det positive, og den positive siden peker mot det negative. Dette kaller vi for hydratisering, og det er det som skjer når saltløst er i vann.