1.2 Atom- og molekylstruktur
Repetisjon av elektronkonfigurasjon, periodesystemet, kjemiske bindinger og intermolekylære krefter.
55 min
14 oppgaver
ElektronkonfigurasjonPeriodesystemetPeriodevise trenderKovalente bindingerIoniske bindingerMetalliske bindingerIntermolekylære krefter
Din fremgang i kapitlet
0 / 14 oppgaver
Elektronkonfigurasjon
Elektronene i et atom er organisert i elektronskall og underskall.
Skall og underskall
Hovedskall (n = 1, 2, 3, 4...):
- 1. skall (K): maksimalt 2 elektroner
- 2. skall (L): maksimalt 8 elektroner
- 3. skall (M): maksimalt 18 elektroner
- 4. skall (N): maksimalt 32 elektroner
Underskall:
- s-undersk all (sfærisk): maksimalt 2 elektroner (1 orbital)
- p-underskall (hantel): maksimalt 6 elektroner (3 orbitaler)
- d-underskall: maksimalt 10 elektroner (5 orbitaler)
- f-underskall: maksimalt 14 elektroner (7 orbitaler)
Hunds regel
Elektroner fyller orbitaler enkeltvis først (med parallelle spinn) før de pares.
Aufbau-prinsippet
Elektroner fyller orbitaler i rekkefølge etter økende energi:
Notasjon
Skrives som: hvor:
- n = hovedkvantetall (skall)
- ℓ = underskall (s, p, d, f)
- x = antall elektroner
Eksempel: (neon, 10 elektroner)
✏️Eksempel 1: Elektronkonfigurasjon
Skriv elektronkonfigurasjonen for:
a) Karbon (C, Z = 6)
b) Natrium (Na, Z = 11)
c) Klor (Cl, Z = 17)
Løsning:
a) Karbon (Z = 6): 6 elektroner
Fyller i rekkefølge: 1s, 2s, 2p
b) Natrium (Z = 11): 11 elektroner
Fyller: 1s (2), 2s (2), 2p (6), 3s (1)
c) Klor (Z = 17): 17 elektroner
Fyller: 1s (2), 2s (2), 2p (6), 3s (2), 3p (5)
Valenselektroner: 7 (fra 3s² 3p⁵)
Periodesystemet og trender
Oppbygging
- Perioder (rader): Viser antall elektronskall
- Grupper (kolonner): Viser antall valenselektroner
- Blokker: s-blokk, p-blokk, d-blokk (overgangsmetaller), f-blokk
Viktige grupper:
- Gruppe 1: Alkalimetaller (1 valenselektron)
- Gruppe 2: Jordalkalimetaller (2 valenselektroner)
- Gruppe 17: Halogener (7 valenselektroner)
- Gruppe 18: Edelgasser (8 valenselektroner, stabile)
Trender i periodesystemet
1. Atomradius
- Øker nedover i en gruppe (flere skall)
- Minker bortover i en periode (større kjerneladning)
2. Ioniseringsenergi
Energi som kreves for å fjerne et elektron.
- Minker nedover (elektroner lengre fra kjernen)
- Øker bortover (vanskelig ere å fjerne elektroner)
Høyest: Edelgasser (stabile)
Lavest: Alkalimetaller
3. Elektronegativitet
Evne til å tiltrekke seg elektroner i en binding.
- Minker nedover i en gruppe
- Øker bortover i en periode
Mest elektronegativt: Fluor (F) = 4,0
Minst elektronegativt: Francium (Fr) ≈ 0,7
4. Metallisk karakter
- Øker nedover i en gruppe
- Minker bortover i en periode
Metaller: Venstre og nede
Ikke-metaller: Høyre og oppe
✏️Eksempel 2: Trender i periodesystemet
Ranger følgende grunnstoff etter økende elektronegativitet:
Na, Cl, F, Br
Løsning:
Analyse:
- F (fluor): Gruppe 17, periode 2 → Høyest (mest elektronegativt)
- Cl (klor): Gruppe 17, periode 3 → Under F
- Br (brom): Gruppe 17, periode 4 → Under Cl
- Na (natrium): Gruppe 1, periode 3 → Lavest (metall)
Rekkefølge (økende elektronegativitet):
Huskeregel: I samme gruppe: elektronegativitet minker nedover
I samme periode: elektronegativitet øker bortover
📝Oppgave 2-1
Skriv elektronkonfigurasjon for følgende grunnstoff:
a
N (Z = 7)
b
Mg (Z = 12)
c
Ar (Z = 18)
d
Ca (Z = 20)
📝Oppgave 2-2
Trender i periodesystemet:
a
Hvilket atom er størst: Na eller Cl?
b
Hvilket grunnstoff har høyest ioniseringsenergi: Li eller Cs?
c
Ranger etter økende elektronegativitet: O, S, Se
d
Hvilket er mest metallisk: Al eller Si?
Kjemiske bindinger
1. Ionebinding (elektrostatisk)
Metall + ikke-metall → overføring av elektroner
- Metall mister elektroner → kation (+)
- Ikke-metall får elektroner → anion (−)
- Sterk elektrostatisk tiltrekning mellom ioner
Eksempel: Na⁺Cl⁻ (natriumklorid)
Egenskaper:
- Høyt smeltepunkt og kokepunkt
- Sprø og harde som faste stoffer
- Leder strøm i smeltet eller oppløst tilstand
- Ofte oppløselig i vann
2. Kovalent binding
Ikke-metall + ikke-metall → deling av elektroner
- Atomer deler elektronpar
- Kan være enkelt-, dobbelt- eller trippelbinding
Eksempel: H₂O, CO₂, CH₄
Polaritet:
- Upolar: Lik elektronegativitet (H₂, Cl₂)
- Polar: Ulik elektronegativitet (HCl, H₂O)
Egenskaper (molekylære stoffer):
- Lavt smeltepunkt og kokepunkt
- Leder ikke strøm
- Ofte gasser eller væsker ved romtemperatur
3. Metallbinding
Metall + metall → elektronsj ø
- Positive metallioner i et "hav" av frie elektroner
- Elektronene beveger seg fritt
Eksempel: Fe, Cu, Al
Egenskaper:
- God leder av strøm og varme
- Formbar og duktil (tøyelig)
- Metallglans
- Varierende smeltepunkt
Sammenligning av bindingstyper:
| Egenskap | Ionebinding | Kovalent | Metallbinding |
|---|---|---|---|
| Mellom | Metall + ikke-metall | Ikke-metall + ikke-metall | Metall + metall |
| Elektroner | Overføres | Deles | Frie (elektronsjø) |
| Smeltepunkt | Høyt | Lavt-middels | Varierende |
| Elektrisk ledning (fast) | Nei | Nei | Ja |
| Eksempel | NaCl | H₂O | Cu |
✏️Eksempel 3: Identifisere bindingstype
Hvilken type binding finnes i følgende forbindelser?
a) CaO
b) N₂
c) Al (metall)
d) HCl
Løsning:
a) CaO: Kalsium (metall) + oksygen (ikke-metall)
→ Ionebinding
(Ca²⁺ og O²⁻)
b) N₂: Nitrogen + nitrogen (begge ikke-metaller)
→ Kovalent binding
(trippelbinding N≡N)
c) Al: Aluminium (metall) alene
→ Metallbinding
(elektronsjø)
d) HCl: Hydrogen + klor (begge ikke-metaller)
→ Kovalent binding
(polar, H-Cl)
Intermolekylære krefter
Intermolekylære krefter virker mellom molekyler (ikke inni molekyler).
Typer (fra svakest til sterkest):
1. Van der Waals-krefter (dispersjonskrefter)
- Svakeste kraft
- Finnes mellom alle molekyler
- Midlertidige dipoler fra elektronbevegelse
- Øker med molekylstørrelse
Eksempel: Finnes mellom Cl₂, CH₄, alle gasser
2. Dipol-dipol-krefter
- Mellom polare molekyler
- Permanent dipol (δ⁺ tiltrekkes av δ⁻)
- Sterkere enn Van der Waals
Eksempel: HCl, SO₂
3. Hydrogenbinding
- Sterkest intermolekylær kraft
- Krever: H bundet til F, O eller N
- Meget polare H-F, H-O, H-N bindinger
Eksempel: H₂O, HF, NH₃, DNA
Effekt på egenskaper:
| Kraft | Relativ styrke | Kokepunkt | Eksempel |
|---|---|---|---|
| Van der Waals | Svakest | Lavt | CH₄ (−162°C) |
| Dipol-dipol | Middels | Middels | HCl (−85°C) |
| Hydrogenbinding | Sterkest | Høyt | H₂O (100°C) |
Viktig: Sterkere intermolekylære krefter → høyere kokepunkt
✏️Eksempel 4: Intermolekylære krefter
Forklar hvorfor H₂O har mye høyere kokepunkt (100°C) enn H₂S (−60°C).
Løsning:
H₂O (vann):
- O er meget elektronegativt
- Danner hydrogenbindinger (H bundet til O)
- Sterke intermolekylære krefter
H₂S:
- S er mindre elektronegativt enn O
- Ingen hydrogenbindinger (kun dipol-dipol og Van der Waals)
- Svakere intermolekylære krefter
Konklusjon:
Hydrogenbindinger i H₂O er mye sterkere enn kreftene i H₂S.
Krever mer energi å bryte → høyere kokepunkt
📝Oppgave 2-3
📝Oppgave 2-4
Intermolekylære krefter:
a
Hvilke intermolekylære krefter finnes i CH₄?
b
Hvilke krefter finnes i HF?
c
Hvorfor har NH₃ høyere kokepunkt enn PH₃?
d
Ranger etter økende kokepunkt: Ne, HCl, H₂O
📝Oppgave 2-5
Kombinerte oppgaver om struktur og bindinger:
a
Hvor mange valenselektroner har S (Z = 16)?
b
I hvilken gruppe og periode er Ca (Z = 20)?
c
Forklar hvorfor NaCl leder strøm når det er smeltet, men ikke når det er fast.
d
Hvorfor er diamant (C) meget hard mens grafitt (C) er myk?
📝Oppgave 2-6
Avanserte oppgaver om atomstruktur:
a
Skriv elektronkonfigurasjon for Fe (Z = 26) og Fe²⁺
b
Forklar hvorfor O²⁻ er større enn O-atomet
c
Hvorfor er den andre ioniseringsenergien til Na mye høyere enn den første?
d
Ranger etter økende bindingslengde: C-C, C=C, C≡C
Oppsummering
Elektronkonfigurasjon
- Følg Aufbau-prinsippet og Hunds regel
- Valenselektroner = elektroner i ytterste skall
- Notasjon: (eks: 1s² 2s² 2p⁶)
Periodesystemet
- Atomradius: Øker nedover, minker bortover
- Ioniseringsenergi: Minker nedover, øker bortover
- Elektronegativitet: Minker nedover, øker bortover (F er høyest)
Kjemiske bindinger
- Ionebinding: Metall + ikke-metall (overføring)
- Kovalent: Ikke-metall + ikke-metall (deling)
- Metallbinding: Metall (elektronsjø)
Intermolekylære krefter
1. Van der Waals: Svakest (alle molekyler)
2. Dipol-dipol: Polare molekyler
3. Hydrogenbinding: Sterkest (H til F, O, N)
Sterkere krefter → høyere kokepunkt