|
Titel
2
|
Molekyler - når elektroner er fælles
I dette forløb lærer I om den type kemiske forbindelse, som hedder et molekyle, og som kun kan dannes mellem ikke-metaller, dvs de atomer, der ligger øverst til højre i det periodiske system. De fleste kemiske forbindelser på jorden er molekyler.
Kovalente bindinger:
- Hvordan de opstår som deling af elektroner mellem ikke-metaller for at opfylde ædelgasreglen.
- Navngivning, hvor man skal huske talforstavelserne
Molekyler:
- Hvordan de kan tegnes både om elektronprikformler, som stregformler, som molekylformel og hvordan de bygges med molekylbyggesæt
- Enkeltbindinger, dobbelbindinger og trippelbindinger er introduceret.
- Rumlig struktur: Tetraedrisk form, pyramideform, plan og lineær form
Elektronegativitet:
- Elektronegativitetsværdier
- ΔEN og grænserne for polære og upolære elektronparbindinger.
- Polære og upolære grupper i et molekyle - Der skal fire upolære grupper til at ophæve en polær gruppe
- Opløselighed af molekyler ud fra ovenstående
Introduktion til intermolekylære kræfter
- Londonkræfter i upolære molekyler, som opstår mellem midlertidige dipoler
- dipol-dipol bindinger opstår hvor der er permante poler (baseret på ΔEN)
- Hydrogenbindinger, som er de stærkeste dipol dipol bindinger
Smelte- og kogepunkter for molekyler
- Tilstandsformerne g, l, s, aq og overgangene mellem de tre første
- Hvordan smeltepunkt og kogepunkt er påvirkede af polaritet - Jo højere polaritet og jo flere hydrogenbindinger jo højere er de
- Hvordan smeltepunkt og kogepunkt er påvirkede af størrelse- Jo større jo højere er de
Øvelser:
Vandopløselighed
TLC øvelse med blade
|