Velkommen til forelesning. Sist gang hadde vi om sterke bindinger mellom atomer. Denne gangen skal vi ha om svake bindinger mellom molekyler.
Da er det oppsatt tre typer svake bindinger vi skal se på. Da tar vi opp denne figuren her, som vi har sett før, som viser oversikt over de ulike bindingsdypene. Nå er vi på høyre siden. De sterke kreftene med gult har vi gått gjennom. Nå er vi på høyre siden med disse blå.
Svake krefter mellom molekyler som er polare gir det vi kaller for permanente dipolbindinger. Svake krefter mellom molekyler med hydrogen, nitrogen, oksygen og fluor kan gi hydrogenbindinger, men svake krefter mellom molekyler som er upolare gir midlertidige dipolbindinger. Hydrogenbindinger er en form for en permanent dipolbinding.
Så det er de tre typene vi skal se på i dag. Og de svake bindningene mellom molekylene, det er de som bestemmer egenskaper som smeltepunkt eller løslet. Ja, så er det de tre typene vi skal se på da, de tre typer bindningene.
Så da starter vi med permanente lipobillinger mellom polare molekyler. Så hva et polart molekyl er, det har vi snakket om i den forrige videoen, så da er det små... Det er veldig klart å gå tilbake og se på den hvis du er usikker på det. Mange stoffer består av polare molekyler, for eksempel saltsyre, HCL.
Så der vil den positive delen av et molekyl bli tiltrukket, altså den positive delen her av dette HCL-molekylet som er på hydrogensiden, vil da bli tiltrukket av den negative delen av et annet molekyl. Så her er det en tiltrekning mellom den positive delen av dette molekylet, altså hydrogensiden, til den... negative delen i dette HCL-molekylet, altså klor-siden. Da virker det svake krefter mellom disse to molekylene, og det er en svak dipolbinding, og det er tiltrekkende elektrostatiske krefter.
Dipolbinding bestemmer hvordan stoffet pakkes sammen i et fast stoff og væske, og i en gass er det veldig langt mellom molekylene, så da... Disse kreftene, altså disse bindingene, virker kun når de to molekylene støter på hverandre. Så det første vi skal se på er dipolbinding mellom upolare molekyler.
Nei, det er ikke det første vi skal se på, det er det andre vi skal se på selvfølgelig. Fordi det finnes også en binding mellom upolare molekyler, og da oppstår det også her dipolbinding. Da kan vi for eksempel se på hydrogenmolekylet, som består av to hydrogenatomer. Her vil det skje en binding på grunn av noe vi kaller for en midlertidig dipol.
Det skjer fordi rundt disse atomene her, som er i en binding, er elektronene rundt kjernene i stadig bevegelse. og dermed kan molekylet på et gitt tidspunkt ha en negativ og en positiv pol. Vi kan tenke oss at plutselig i et gitt øyeblikk, siden det er bevegelse, så er det plutselig flere elektroner på den siden her enn på den siden her, og da blir den siden her midlertidig negativ, og den siden midlertidig positiv. Og da blir det dannet til en...
midlertidig dipol, det molekylet her, som igjen kan påvirke nabomolekylene til å bli midlertidig dipol da de også. Og da får vi en da tilfekende krefter mellom disse to molekylene, og den bindingen mellom disse to dipolene er veldig, veldig svake bindinger da, på grunn av denne uende fordelingen av elektronene. Og de elektronene må være veldig nære hverandre for å bli påvirket av dem, og kreftene er mye sterkere jo større masse atomene har. Så hvis vi hadde hatt andre atomer enn hydrogenatomer her, atomer med mye større masse, så ville kreftene, eller bindingen, vært sterkere.
Det er fordi jo flere elektroner atomene har, jo større blir ladingsforsyningen, og sterkere tiltrekning mellom molekylene. Yes, så kreftene som virker mellom midlertidige dipoler. for eksempel mellom fluormolekyler, er mye svakere enn kreftene som virker mellom de permanente dipolene i for eksempel HCL-molekyler. Så ser vi her at sodsyre har mye høyere opppunkt enn fluormolekylene. Det vil si at en molekyl som er en permanent dipol, er mye sterkere enn bindingene som oppstår ved midlertidige dipoler.
Og så er vi over til den siste typen av svakebindinger, som er da hydrogenbinding. Og dette er da de sterkeste kreftene som virker mellom molekyler, altså de sterkeste og de svakeste bindingene, for å si det sånn. En hydrogenbinding er en ...
en særlig sterk dipolbinding mellom molekyler der et hydrogenatom er bunnet til atomer av for eksempel oksygen, fluor eller nitrogen. Da skal vi se litt nærmere på hydrogenbinding i vann. Atomer er svært små, så vannmolekylene kommer veldig nærmere hverandre.
Det er polare kovalente bindinger mellom oksygenatomet her og de to hydrogenatomene. Så her er det polar kovalent binding, og det er det her også. Det kan du se i den forrige videoen hva det betyr. Så vannmolekylet er et polart molekyl, en dipol.
Så den oksygensiden her, eller den røde her, er en negativ pol, mens hydrogensiden, altså her og her, er en positiv pol, og disse tiltrekkes hverandre i nabomolekyler. Så H-atomet har leddeletromper her, som er den negative polen, som H-atomer i andre vannmolekyler kan tiltrekkes av. Så H-atomene er jo de to positive polene, så positiv pol på hydrogensiden.
vil da tiltrekkes den negative polen på oksygensiden. Da dannes det en binding mellom dette vannmolekylet og dette vannmolekylet, altså denne linjen her, som heter hydrogenbinding. Så er det også en hydrogenbinding mellom dette vannmolekylet og dette vannmolekylet her. Så er det sånn at når massen trett stoff minker, vil også styrken på tiltrekningskreftene mellom molekylene minke.
Det blir lettere å slite molekylene fra hverandre, slik at vi får stoffet til å gå fra væskeform til gassform. En annen måte å si dette på er at kokepunktet til stoffene blir lavere. Men, så kommer det et viktig men, vann har et mye høyere smeltet kokepunkt enn stoffer det er naturlig å sammenligne det med, og til å være et så lite molekyl. Så ser vi her at egentlig, så ser vi at trenden er jo mindre molekyler her, så burde egentlig vann for eksempel vært her nede. Vann er mye høyere oppå der, og grunnen til det er fordi mellom vann er det relativt sterke dipolbinir, altså hydrogenbinir, mellom de polare vannmolekylene.
Og vi ser også at dette gjelder molekylene med sterkt elektronegative stoffer, med oksygen, nitrogen og fluo. Så litt den siste sliden om hydrogenbeninger og hvilke porsjoner de har. Hydrogenbeninger er selvfølgelig veldig viktig for oss, for det er det som holder DNA-molekylet i oss sammen. DNA finner vi i alle cellene våre, bestemmer hvordan vi er, hvilke egenskaper vi har, egentlig alt for oss, oppskriften på alle proteiner.
Og her ser vi hvordan DNA-molekylet ser ut. Det var særlig godt å høre. hydrogenbindinger som holder nitrogenbasene sammen. Her da, så er det nitrogenbase, og her, og de holder de sammen da. Denne og denne.
Så det er hydrogenbindinger mellom dette og mellom dette. Ja, så H-atomer med positiv lading tiltrekkes av O- eller N-atomer med litt negativ lading på motsatt tråd. Og det ser man her da. Så her er det to hydrogenbindinger, mens her er det tre da. Så det er en veldig viktig funksjon i denne, da, hydrogenbenygg.
Og hydrogenbenygg er også veldig viktig i vanntransport i planter. For det er jo ganske utrolig at planter kan transportere vann helt fra bakke til rødte, og mange meter opp i trær. Og noe av den forklaringen ligger i at vannmolekylene tiltrekkes av hverandre. Og at det da er disse hydrogenbindingene mellom vannmolekylene som er en del av grunnen til dette.
I tillegg er det krefter som virker mellom vannmolekylene og rørveggene i stammer og stengler i trær. Så det er hydrogenbindinger er da også en av grunnene til at vann faktisk kan transporteres så høyt som 100 meter i høyre trær, helt fra røtten og 100 meter opp til toppen av trærne. Yes, det var dagens forelesning om svake bindinger. Ha det bra!