Indholdsfortegnelse
Eksamensopgave 1
- Kovalent binding
- Kemiske bindingsformer
- Ionbinding
- Elektronparbinding/kovalent binding
- Dipol-dipol-bindinger
- Hydrogenbinding/Polær binding
- Intermolekylære bindinger
- Enkel-, dobbelt- eller trippelbindinger
- Molekylers rumlige opbygning
- Kovalent binding (elektronparbinding)
- Tyggegummi - forsøg

Eksamensopgave 2
- Molekyler
- Molekyler
- Navngivning af kemiske forbindelser der består af to ikke-metaller
- Tilstandsformer
- Ædelgas molekyler
- Oktetreglen (ædelgasreglen)
- Elektronegativitet
- Enkelt, dobbelt og trippelbindinger
- Polaritet
- Molekylers opbygning
- Fedt i chips - forsøg

Eksamensopgave 3
- Ioner og ionforbindelser
- Ioner
-Navngivning af ioner
- Iongitter
- Opløselighed af ioner
- Ionforbindelser
- Simple- og sammensatte ioner
- Ionforbindelsers opløselighed i vand - forsøg

Eksamensopgave 4
- Kemiske mængdeberegninger
- Masse
- Stofmængde
- Molarmasse
- Ækvivalente mængder
- Densitet
- Dekomponering af natriumhydrogencarbonat - forsøg
- Forsøget
- Kemisk mængdeberegning

Eksamensopgave 5
- Organisk kemi
- Navngivning af organiske molekyler
- Navngivning
- Organiske molekyler
- Opbygning
- Substitution
- Alkaners fysiske egenskaber
- Alkaners kemiske egenskaber
- Fedt i chips - forsøg

Eksamensopgave 6
- Syrer og baser
- Syre-basekemi
- Definition af syrer
- Definition af baser
- Korresponderende syre-basepar
- Syrer og basers styrke
- Syre-basereaktioner
- pH-begrebet
- pH-titrering - forsøg

Eksamensopgave 7
- Koncentration og mængdeberegning
- Fremstilling af opløsninger
- Formel og aktuel koncentration
- Fortyndingsformlen
- Salt i smør - forsøg

Eksamensspørgsmål 8
- Titrering
- Principperne ved titreringsanalyse
- Titreringsudstyr
- Fældningstitrering
- Metoder til bestemmelse af ækvivalenspunktet
- Ækvivalenspunktet
- Salt i smør - forsøg

Uddrag
Kovalent binding
Redegør for de forskellige kemiske bindingsformer, idet du går i dybden med kovalent binding (elektronparbinding). Forsøget Tyggegummi skal gennemgås.
Du kan bl.a. komme ind på:
• Oktetreglen (ædelgasreglen)
• Molekylers rummelige opbygning
• Enkelt, dobbelt og trippelbindinger
• Elektronegativitet
• Polaritet
• Intermolekylære bindinger

Kemiske bindingsformer
Ionbinding
- Ionbindinger er en binding mellem et metal ion og et ikke-metal ion

hvor grundstofferne forsøger at opfylde oktetreglen som siger at de kemiske grundstoffer vil optage eller afgive elektroner så de ligner ædelgasserne i 8. hovedgruppe i det periodiske system.

Metal ionen giver en negativ elektron til ikke-metal ionen, og derved sker der en ionbinding. Ionbindinger findes i salte, som er uorganiske forbindelser, og ionbindinger findes dermed ikke i molekyle.

Ionbindingerne er de elektroniske tiltrækningskræfter, der holder ionerne sammen i et iongitter. Når man snakker om elektronegativitet, har ionbindinger altid en elektronegativitet der er 2,0 eller større.

Na (Natrium - nr. 11) + Cl (chlor - nr. 17) Her giver Na+ en elektron fra sin yderste skal til Cl-. Na+ går fra at have 11 elektroner til at have 10, fordi Na+ giver elektronen fra sin yderste skal til Cl-.

Derfor går Cl- fra at have 17 elektroner til at have 18 elektroner. Når dette sker, går begge grundstoffer fra at være et halogen i 7.hovedgruppe til en ædelgas i 8.hovedgruppe. (Na bliver til Ne (Neon - nr. 10), og Cl bliver til Ar (Argon - nr. 18).

Elektronparbinding/kovalent binding
- En kovalent binding er bindinger mellem ikke-metaltatomer og de deler om et elektronpar.

En kovalent binding holder atomerne sammen i et molekyle. Det er også det man kalder elektronparbinding. Når det gælder kovalente bindinger, kan polære og upolære stoffer ikke bindes til hinanden. Det er på grund af deres polaritet.

Fx kan olie og vand ikke blandes med vand, da olie er upolært og ikke har elektronegativitets forskelle, hvorimod vand er polært da der har elektronegativitets forskelle.

Kovalente bindinger har altid en elektronegativitet på mindre en 0,5, og polær kovalentbinding har en elektronegativitet på mellem 0,5 og 2,0.

(Elektronnegativitet er hvor meget et stof trækker i det fælles elektronpar. Hvis et atom er negativt ladet trækker det mere end hvis atomet er positivt ladet.)

Dipol-dipol-bindinger
- Dipol-dipol-bindinger, er bindinger der opstår når vi arbejder med molekyler som har en permanent dipol

fx hydrogenchlorid. I hydrogenchlorid ved vi at de delte elektronpar i midten vil lægge tættere på chlor (Cl) end på hydrogen (H), fordi at chlor (Cl) er mere elektronegativt end hydrogen (H).

Derfor får molekylet en permanent dipol, altså chlor (Cl) bliver lidt negativt ladet, og hydrogen (H) bliver lidt positivt ladet.

Tiltrækningen/interaktionen mellem de mange hydrogenchlorid molekylerne kaldes for dipol-dipol-bindinger. Og de gør det, fordi at det opstår fordi molekylet vi kigger på, har en permanent dipol.

(En permanent dipol betyder at to atomer i et molekyle har forskellig elektronegativitet, så det ene atom tiltrækker mere end det andet atom, og bliver derfor mere negativt. Det andet atom bliver tilsvarende mere positivt).

Hydrogenbinding/Polær binding
- Hydrogen er en bestemt type af dipol-dipol-bindinger, som opstår når vi har et H-atom som er bundet til et meget elektronegativt atom, som fx oxygen (O), Nitrogen (N) eller Flour (F).

Vi tager udgangspunkt i oxygen (O). Hvis vi har et H-atomet, så bliver H-atomet positivt og O-atomet bliver negativt.

Men fordi at forskellen er så stor mellem H-atomet og O-atomet, så så vil H+-atomet begynde at tiltrække nogle af de frie elektronpar som sidder på nogle af de omkringlæggende molekylers oxygener.