Sterke og svake bindinger

Ionebinding

Elektrostatisk tiltrekning mellom positive og negative ioner Typisk mellom metall og ikke-metall, der forskjellen i elektronegativitet er stor.

Kovalent binding

Felles elektronpar mellom ikke-metaller Bindingen er polar når atomene har ulik elektronegativitet.

Metallbinding

Positive metallioner i et «hav» av frie elektroner Forklarer at metaller leder strøm og varme og kan formes.

Oktettregelen

Atomer binder seg slik at de får åtte elektroner i ytterste skall Hydrogen får to elektroner.

VSEPR

Elektronparene rundt sentralatomet frastøter hverandre og ordner seg så langt fra hverandre som mulig Både bindende og ledige elektronpar teller.

Polart molekyl

Har polare bindinger og en usymmetrisk form I et symmetrisk molekyl som CO₂ opphever bindingspolaritetene hverandre, så molekylet er upolart.

Van der Waals-bindinger

Dipol–dipol-bindinger og London-krefter mellom molekyler London-kreftene blir sterkere jo større molekylet er.

Hydrogenbinding

Sterk dipol–dipol-binding mellom H bundet til N, O eller F og et ledig elektronpar på N, O eller F Forklarer blant annet at vann har høyt kokepunkt.

Ion-dipolbinding

Tiltrekning mellom et ion og et polart molekyl Gjør at mange salter løser seg i vann.

• Molekylformer: 2 elektronpar: lineær (180°). 3: plan trigonal (120°). 4: tetraeder (109,5°). 4 med ett ledig par: trigonal pyramide (ca. 107°). 4 med to ledige par: vinklet (ca. 104,5°).
• Navn på salter: Metallet først, så ikke-metallet med endelsen -id: NaCl = natriumklorid. Innskuddsmetaller får ladningen som romertall: FeCl₃ = jern(III)klorid.
• Navn på molekyler: Bruk greske tallprefikser: mono, di, tri, tetra, penta, heksa. N₂O₄ = dinitrogentetroksid. «Mono» brukes ikke foran det første grunnstoffet.
• Sterke og svake bindinger: Sterke bindinger holder atomene sammen. Svake bindinger virker mellom molekylene og avgjør smeltepunkt og kokepunkt for molekylære stoffer.

← Tilbake til videoene i Sterke og svake bindinger

Se og lær realfag · seoglaerrealfag.no